Question

已知25℃時弱電解質電離平衡常數：

Ka（CH₃COOH）    l.8 xl0^－5,Ka（HSCN）    0.13

（1）將20mL，0.10mol/L CH₃COOH溶液和20mL，0.10mol/L的HSCN溶液分別與0.10mol/L的NaHCO₃溶液反應，實驗測得產生CO₂氣體體積（V）與時間t的關系如圖。

反應開始時，兩種溶液產生CO₂的速率明顯不同的原因是                          ;

反應結束后所得溶液中c（SCN^－）____     c（CH₃COO^－）（填“>”，“=”或“<”）。

（2）2.0×l0^－3mol/L的氫氟酸水溶液中，調節溶液pH（忽略調節時體積變化），測得平衡體系中c（F^－），c（HF）與溶液pH的關系如下圖。

則25℃時，HF電離平衡常數為：（列式求值）Ka（HF）=                         

（3）難溶物質CaF₂溶度積常數為：K_sp= 1.5×10^－10，將4．0×10^－3mol/L HF溶液與4．0×l0^－4 mol/L的CaCl₂溶液等體積混合，調節溶液pH =4（忽略調節時溶液體積變化），試分析混合后是否有沉淀生成？____      （填“有”或“沒有”），筒述理由：        。

 

Answer 1

【答案】

（10分）（1）因為Ka(HSCN)>Ka(CH₃COOH),溶液中c(H⁺):HSCN>CH₃COOH， c(H⁺)大反應速率快（2分）；> (2分)

（2）Ka(HF)==(2分)

（3）有（2分）

因為溶液中c(Ca²⁺)·c²(F^-)=5.12×10^-10>k_sp(CaF₂)=1.5×10^-10(2分)

【解析】

試題分析：（1）電離平衡常數大的電離出的離子濃度大，故反應開始時，兩種溶液產生CO₂的速率明顯不同的原因是因為Ka(HSCN)>Ka(CH₃COOH),溶液中c(H⁺):HSCN>CH₃COOH，c(H⁺)大反應速率快。因為電離平衡常數不變，隨著反應的進行，電離平衡正向移動，故c（SCN^－）>c（CH₃COO^－）。

（2）電離平衡常數等于電離出的離子濃度的冪之積除以電解質的濃度，故Ka(HF)==。

（3）查圖可知當pH=4.0時，溶液中的c（F^-）=1.6×10^-3mol?L^-1，因等體積混合則溶液中c（Ca²⁺）=2.0×10^-4mol?L^-1，即c（Ca²⁺）×c²（F^-）=5.12×10^-10＞K_sp（CaF₂））=1.5×10^-10，所以有沉淀產生，故答案為：有沉淀產生。

考點：弱電解質在水溶液中的電離平衡 物質的量或濃度隨時間的變化曲線 溶解平衡的計算

點評：本題考查電離平衡常數與弱電解質的電離、鹽類水解的關系及利用溶度積來分析是否有沉淀生成，明確電離平衡常數的表達式和離子積的計算，并借助圖來分析解答即可，較好的訓練學生利用信息來分析問題、解決問題的能力。