Question

19．氫氟酸（HF）是一元弱酸，在水溶液中的電離方程式為：HF═H⁺+F^-．25℃下，向20mL0.2mol•L^-1的氫氟酸中滴加0.2mol•L^-1的NaOH溶液時，溶液的pH變化如圖所示．
已知：電離度（α）和電離平衡常數（K）一樣，可以用來衡量弱電解質在稀溶液中的電離能力．電離度（α）=$\frac{n（已電離的弱電解質）}{n（全部的弱電解質）}$×100%
請回答下列問題：
（1）在氫氟酸的稀溶液中，通過改變以下條件能使氫氟酸的電離度[α（HF）]增大的是ad，可使氫氟酸的電離平衡常數[K_a（HF）]增大的是a．
a．升高溫度      b．向溶液中滴入2滴濃鹽酸     c．加入少量NaF固體     d．加水稀釋
（2）在此溫度下，氫氟酸的電離平衡常數K_a（HF）為：5×10^-4，電離度α（HF）為5%．
（3）下列有關圖中各點微粒濃度關系正確的是bd．
a．在A處溶液中：c（F^-）+c（HF）=0.2mol•L^-1
b．在B處溶液中：c（H⁺）+c（HF）=c（OH^-）
c．在B處溶液中：c（Na⁺）＞c（F^-）＞c（H⁺）＞c（OH^-）
d．在A和B處溶液中都符合：$\frac{c（{H}^{+}）•c（{F}^{-}）}{c（HF）}$=K_a（HF）
（4）已知：該溫度下K_sp（CaF₂）=1.5×10^-10．取B點時的溶液10mL與90mL1×10^-4 mol•L^-1 CaCl₂溶液混合，是否有沉淀產生混合后c（F^-）=10^-2mol/L，c（Ca²⁺）=9×10^-5mol/L，Q_c=9×10^-9＞Ksp有沉淀產生（通過計算說明理由）．

Answer 1

分析 （1）HF酸中存在HF?F^-+H⁺，為使電離常數或電離度增大，應使平衡正向移動；
（2）由圖象可知0.2mol•L^-1的氫氟酸的pH=2，則c（H⁺）=0.01mol/L，以此可計算電離度和電離常數；
（3）根據物料守恒、質子守恒以及影響鹽類水解的角度可解答該題；
（4）根據平衡常數和濃度熵之間的關系來計算回答．

解答 解：（1）HF酸中存在HF?F^-+H⁺，為使電離度增大，應使平衡正向移動，
a．升高溫度，可使平衡正向移動，電離常數或電離度增大，故a正確；
b．向溶液中滴入2滴濃鹽酸以及c．加入少量NaF固體，都可使平衡逆向移動，電離度減小，故b、c錯誤，
d、加水稀釋會促使電離平衡正向移動，使電離度增大，故d正確；所以ad能使電離度增大，但是K只是溫度的函數，電離是吸熱的，溫度升高，K增大．
故答案為：ad；a；
（2）由圖象可知0.2mol•L^-1的氫氟酸的pH=2，則c（H⁺）=0.01mol/L，可知電離的c（HF）=0.01mol/L，
則α=$\frac{0.01mol/L}{0.2mol/L}$=5%，
K=$\frac{[{H}^{+}]•[{F}^{-}]}{[HF]}$=$\frac{0.01×0.01}{0.2-0.01}$≈5×10^-4，
故答案為：5×10^-4； 5；
（3）a．在A處溶液中，由于加入NaOH溶液，則總體積大于20mL，則c（F^-）+c（HF）＜0.2mol•L^-1，故a錯誤；
b．在B處溶液中，HF和NaOH完全反應生成NaF，由質子守恒可知：c（H⁺）+c（HF）=c（OH^-），故b正確；
c．在B處溶液pH＞7，則c（H⁺）＜c（OH^-），故c錯誤；
d．由于溫度不變，則電離常數不變，則在A和B處溶液中都符合：$\frac{[{H}^{+}]•[{F}^{-}]}{[HF]}$═K_a（HF），故d正確；
故答案為：bd；
（4）混合后c（F^-）=10^-2mol/L，c（Ca²⁺）=9×10^-5mol/L，Q_c=9×10^-9＞Ksp有沉淀產生，
故答案為：混合后c（F^-）=10^-2mol/L，c（Ca²⁺）=9×10^-5mol/L，Q_c=9×10^-9＞Ksp有沉淀產生．

點評 本題考查弱電解質的電離平衡的影響因素以及電離平衡常數的有關計算等知識，為高頻考點，側重于學生的分析能力和計算能力的考查，注意把握影響鹽類水解和弱電解質電離的因素，難度中等．