Question

弱電解質(zhì)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(xué)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______（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/LKOH溶液至溶液呈中性．此時(shí)該混合溶液中下列關(guān)系中，一定正確的是______．
A．c（H⁺）?c（OH^-）=1×10^-14B．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(shí)，K_sp______（填“增大”、“減小”或“不變”，下同）．
②滴加少量濃鹽酸，c（Ca²⁺）______．
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]=______．

Answer 1

（1）Na₂A是強(qiáng)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(shù)與溫度有關(guān)，溫度越高，水的離子積常數(shù)越大，溫度未知，所以水的離子積常數(shù)未知，故A錯(cuò)誤．
B、溶液呈電中性，溶液中陰陽(yáng)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/LKOH溶液至溶液呈中性時(shí)，NaHA的物質(zhì)的量應(yīng)大于氫氧化鉀的物質(zhì)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/LKOH溶液至溶液呈中性時(shí)，NaHA的體積應(yīng)大于氫氧化鉀的體積，所以c（Na⁺）+c（K⁺）＞0.05mol/L，故D錯(cuò)誤．
故選BC．
（3）①降低溫度，抑制難溶物的電離，所以導(dǎo)致溶度積常數(shù)變�。�
故答案為：減小．
②加鹽酸，促進(jìn)難溶鹽的電離，使平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，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．