Question

14．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(shù)（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(shù)[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(shù)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，通過列式計算說明是否有沉淀產生．

Answer 1

分析 （1）HF酸中存在HF?F^-+H⁺，為使電離常數(shù)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(shù)；
（3）根據(jù)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(jù)平衡常數(shù)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(shù)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(shù)，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=$\frac{c（{F}^{-}）•c（{H}^{+}）}{c（HF）}$=$\frac{0.01×0.01}{0.2-0.01}$≈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(shù)不變，則在A和B處溶液中都符合：$\frac{c（{F}^{-}）•c（{H}^{+}）}{c（HF）}$=K_a（HF），故d正確；
故答案為：bd；
（4）混合溶液中氟離子濃度為：c（F^-）=10^-2mol/L，鈣離子濃度為：c（Ca²⁺）=9×10^-5mol/L，則Q_c=9×10^-9＞Ksp，所以有沉淀產生，
答：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(shù)的有關計算等知識，為高頻考點，題目難度中等，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．