Question

弱電解質的電離平衡、鹽類的水解平衡和難溶物的沉淀溶解平衡均屬于化學平衡．
I、已知H₂A在水中存在以下平衡：H₂A?H⁺+HA^-，HA^-?H⁺+A^2-．
（1）Na₂A溶液顯堿性的原因

A^2-+H₂O?HA^-+OH^-

（用離子方程式回答）．
（2）某溫度下，若向0.1mol/L的NaHA溶液中逐滴滴加0.1mol/L KOH溶液至溶液呈中性．此時該混合溶液中下列關系中，一定正確的是

BC

．
A．c（H⁺）?c（OH^-）=1×10^-14           B．c（Na⁺）+c（K⁺）=c（HA^-）+2c（A^2-）
C．c（Na⁺）＞c（K⁺）                     D．c（Na⁺）+c（K⁺）=0.05mol/L
（3）已知常溫下H₂A的鈣鹽（CaA）飽和溶液中存在以下平衡：
CaA（s）?Ca²⁺（aq）+A^2-（aq）△H＞0．
①降低溫度時，K_sp

減小

（填“增大”、“減小”或“不變”，下同）．
②滴加少量濃鹽酸，c（Ca²⁺）

增大

．
II、（4）已知常溫下Mg（OH）₂在pH=12的NaOH溶液中Mg²⁺的濃度為1.8×10^-7mol/L，則 Ksp[Mg（OH）₂]=

1.8×10 ^-11

．

Answer 1

分析：（1）Na₂A是強堿弱酸鹽水解使溶液呈堿性．
（2）A、水的離子積常數與溫度有關，溫度越高，水的離子積常數越大．
B、根據溶液中電荷相等判斷．
C、NaHA溶液呈堿性，向0.1mol/L的NaHA溶液中逐滴滴加0.1mol/L KOH溶液至溶液呈中性時，NaHA的物質的量應大于氫氧化鉀的物質的量．
D、NaHA溶液呈堿性，向0.1mol/L的NaHA溶液中逐滴滴加0.1mol/L KOH溶液至溶液呈中性時，NaHA的體積應大于氫氧化鉀的體積，據此確定鈉離子和鉀離子濃度之和．
（3）①降低溫度，抑制難溶物的電離，導致溶度積常數變小．
②加鹽酸，促進難溶鹽的電離，使平衡向正反應方向移動．
（4）Ksp[Mg（OH）₂]=C（Mg²⁺）C²（OH^-）．

解答：解：（1）Na₂A是強堿弱酸鹽水解使溶液呈堿性，水解方程式為：A^2-+H₂O?HA^-+OH^-．
故答案為：A^2-+H₂O?HA^-+OH^-．
（2）A、水的離子積常數與溫度有關，溫度越高，水的離子積常數越大，溫度未知，所以水的離子積常數未知，故A錯誤．
B、溶液呈電中性，溶液中陰陽離子所帶電荷相等，溶液呈中性，氫離子濃度等于氫氧根離子濃度，所以c（Na⁺）+c（K⁺）=c（HA^-）+2c（A^2-），故B正確．
C、NaHA溶液呈堿性，向0.1mol/L的NaHA溶液中逐滴滴加0.1mol/L KOH溶液至溶液呈中性時，NaHA的物質的量應大于氫氧化鉀的物質的量，所以同一混合溶液中c（Na⁺）＞c（K⁺），故C正確．．
D、NaHA溶液呈堿性，向0.1mol/L的NaHA溶液中逐滴滴加0.1mol/L KOH溶液至溶液呈中性時，NaHA的體積應大于氫氧化鉀的體積，所以c（Na⁺）+c（K⁺）＞0.05mol/L，故D錯誤．
故選BC．
（3）①降低溫度，抑制難溶物的電離，所以導致溶度積常數變小．
故答案為：減小．
②加鹽酸，促進難溶鹽的電離，使平衡向正反應方向移動，所以鈣離子濃度增大．
故答案為：增大．
（4）溶液中pH=12，所以氫氧根離子濃度=10^-2mol/L，Ksp[Mg（OH）₂]=C（Mg²⁺）C²（OH^-）=1.8×10^-7mol/L×（10^-2mol/L）²=1.8×10^-11（mol/L）³．
故答案為：1.8×10^-11（mol/L）³．

點評：本題考查了鹽溶液酸堿性的判斷、溶液中離子濃度的關系等知識點，難度較大，根據溫度、電解質溶液對難溶物性質的影響和電荷守恒、物料守恒來分析解答即可．