Question

【題目】電離平衡常數是衡量弱電解質電離程度強弱的物理量。已知：25 ℃下列弱酸的電離常數

HCN：K＝4.9×10－10 CH3COOH： K＝1.8×10－5 H2CO3： K1＝4.3×10－7、K2＝5.6×10－11

（1） 物質的量濃度均為 0.1 mol·L－1 的四種溶液：

a.CH3COONab.Na2CO3 c.NaCNd.NaHCO3

pH 由小到大排列的順序是_________(用字母填寫)。

（2）向 NaCN 溶液中通入少量 CO2，發生的化學方程式為______。

（3）不能證明 HCN 是弱電解質的方法是______。

A．常溫下，測得 0. 1mol/L HCN 的 pH>l

B．常溫下，測得 NaCN 溶液的 pH>7

C．常溫下， pH＝l 的 HCN 溶液加水稀釋至 100 倍后 PH<3

D．常溫下，10ml 0. 1mol/L 的 HCN 溶液恰好與 10ml 0. 1mol/LNaOH 溶液完全反應

（4）常溫下，0.1 mol·L－1 CH3COOH 溶液加水稀釋過程中，下列表達式的數據變大的是_____。

A．c(H＋) B．c(H＋)／c(CH3COOH) C．c(H＋)·c(OH－) D．c(OH－)／c(H＋)

（5）25 ℃在 CH3COOH 與 CH3COONa 的溶液中，pH＝6，則溶液中 c(CH3COO－)－c(Na+)＝______mol·L-1(填精確值)。

Answer 1

【答案】 adcb NaCN＋H2O＋CO2＝HCN＋NaHCO3 D BD 9.9×10－7

【解析】（1）根據數據分析，電離常數：醋酸＞H2CO3＞HCN＞碳酸氫根離子，所以等濃度的NaCN溶液、Na2CO3溶液、CH3COONa溶液、NaHCO3溶液水解程度為：Na2CO3溶液＞NaCN溶液＞NaHCO3溶液＞CH3COONa溶液，故溶液的pH為：Na2CO3溶液＞NaCN溶液＞NaHCO3溶液＞CH3COONa溶液；pH 由小到大排列的順序是adcb；（2）向NaCN溶液中通入少量CO2，由于酸性：H2CO3＞HCN＞HCO3-，故反應生成HCN和碳酸氫鈉，不能生成二氧化碳，故反應的化學方程式為NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3；（3）A．氫氰酸為一元酸，0. 1mol/L氫氰酸溶液的pH=1時該酸為強酸，但pH>l，說明電離生成的氫離子小于10-1mol/L，電離不完全，選項A不選；B、常溫下，測得 NaCN 溶液的 pH>7，NaCN溶液呈堿性，說明為強堿弱酸鹽，則HCN為弱酸，選項B不選；C、常溫下，pH=1的HCN稀釋100倍后所得溶液pH＜3，可說明HCN在加水稀釋時進一步電離，為弱電解質，選項C不選；D、二者物質的量相等，不能證明酸性的強弱，選項D選；答案選D；（4）A．CH3COOH溶液加水稀釋過程，促進電離，c(H+)減小，選項A不選；B．c（H+）/c（CH3COOH）=n（H+）/n（CH3COOH），則稀釋過程中比值變大，選項B選；C．稀釋過程，促進電離，c（H+）減小，c（OH-）增大，c（H+）c（OH-）=Kw，Kw不變，選項C不選；D．稀釋過程，促進電離，c（H+）減小，c（OH-）增大，則c（OH-）/c（H+）變大，選項D選；答案選BD；（5）25 ℃在 CH3COOH 與 CH3COONa 的溶液中，pH＝6，c(H+)=10-6mol/L，c(OH-)=10-8mol/L，根據電荷守恒，有：c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)，故c(Na+)+10-6mol/L =c(CH3COO-)+10-8mol/L，可得：c(CH3COO－)－c(Na+)＝10-6mol/L-10-8mol/L =9.9×10－7mol/L。