Question

16．常溫下，某溶液M中存在的離子有Na⁺、A^2-、HA^-、H⁺、OH^-，存在的分子有H₂O、H₂A．根據(jù)題意回答下列問題：
（1）寫出酸H₂A的電離方程式：H₂A?H⁺+HA^-、HA^-?H⁺+A^2-；
（2）若溶液M是由10mL 2mo1．L^-1NaHA溶液與2mol．L^-1NaOH溶液等體積混合而得到的，則溶液M的pH＞7（填“＞”、“＜’’或“=”），溶液中離子濃度由大到小的順序為c（Na⁺）＞c（A^2-）＞c（OH^-）＞c（HA^-）＞c（H⁺）已知K_sp（BaA）=1.8×10^-10，向該混合溶液中加入10mL 1mol•L^-1BaCl₂溶液，混合后溶液中Ba²⁺的濃度為5.4×10^-10mol•L^-1；
（3）若溶液M分為下列三種情況：①0.01mol•L^-1的H₂A溶液；②0.01mol•L^-1的NaHA溶液；③0.02mol•L^-1的HCl與0.04mol•L^-1的NaHA溶液等體積混合形成的混合液．則三種情況下溶液中H₂A分子濃度最大的為③；pH由大到小的順序為②＞③＞①；
（4）若溶液M是由pH=3的H₂A溶液V₁mL與pH=11的NaOH溶液V₂mL混合反應(yīng)得到的，混合溶液中$\frac{c（{H}^{+}）}{c（O{H}^{-}）}$=10⁴，V₁與V₂的大小關(guān)系為均有可能（填“大于”、“等于”、“小于”或“均有可能”）．

Answer 1

分析 （1）存在的分子有H₂O、H₂A，則H₂A為弱酸；
（2）當NaHA與NaOH等物質(zhì)的量反應(yīng)后生成Na₂A，共0.02mol，由于A^2-水解使得溶液顯堿性，pH＞7，根據(jù)溶液呈堿性判斷離子濃度；由反應(yīng)式Ba²⁺+A^2-=BaA↓可得：沉淀后A^2-過量0.01mol，溶液中c（A^2-）=$\frac{0.01mol}{0.03L}$=$\frac{1}{3}$mol•L^-1，根據(jù)BaA的K_sp可得c（Ba²⁺）；
（3）①弱酸電離，②中水解生成分子，③中等體積混合為等量的NaCl、NaHA、H₂A，抑制弱酸的電離；
（4）混合溶液c（H⁺）/c（OH^-）=10⁴，c（H⁺）=10^-5mol/L，顯酸性，則酸過量，以此分析．

解答 解：（1）存在的分子有H₂O、H₂A，則H₂A為弱酸，電離方程式為H₂A?H⁺+HA^-、HA^-?H⁺+A^2-，故答案為：H₂A?H⁺+HA^-、HA^-?H⁺+A^2-；
（2）當NaHA與NaOH等物質(zhì)的量反應(yīng)后生成Na₂A，共0.02mol，由于A^2-水解使得溶液顯堿性，PH＞7，可得溶液中離子濃度的大小順序為c（Na⁺）＞c（A^2-）＞c（OH^-）＞c（HA^-）＞c（H⁺）；
由反應(yīng)式Ba²⁺+A^2-=BaA↓可得：沉淀后A^2-過量0.01mol，溶液中c（A^2-）=$\frac{0.01mol}{0.03L}$=$\frac{1}{3}$mol•L^-1，根據(jù)BaA的K_sp=c（Ba²⁺）•c（A^2-）可得c（Ba²⁺）=$\frac{{K}_{sp}}{c（{A}^{2-}）}$=$\frac{1.8×1{0}^{-10}}{\frac{1}{3}}$=5.4×10^-10 mol•L^-1；
故答案為：＞；c（Na⁺）＞c（A^2-）＞c（OH^-）＞c（HA^-）＞c（H⁺）；5.4×10^-10；
（3）①弱酸電離，②中水解生成分子，③中等體積混合為等量的NaCl、NaHA、H₂A，抑制弱酸的電離，則三種情況的溶液中H₂A分子濃度最大的為③，最小的為②，②中水解顯堿性，①③相比①的酸性強，則pH最小，所以②＞③＞①，故答案為：③；②＞③＞①；
（4）混合溶液c（H⁺）/c（OH^-）=10⁴，c（H⁺）=10^-5mol/L，顯酸性，則酸過量，H₂A為弱酸，pH=3的H₂A溶液與pH=11的NaOH溶液混合時酸的濃度大于堿的濃度，則二者體積關(guān)系不確定，大于、小于或等于都可能酸過量，故答案為：均有可能．

點評 本題考查較綜合，涉及酸堿混合的定性分析、pH、電離與水解、電離方程式等，把握溶液中的溶質(zhì)及電離與水解的趨勢、相互影響即可解答，題目難度中等．