Question

（1）水的電離平衡曲線如圖所示，若A點表示25°C時水的電離達平衡時的離子濃度，B點表示100°C時水的電離達平衡時的離子濃度．100°C時1mol?L^-1 的
NaOH溶液中，由水電離出的c（H⁺）=______mol?L^-1，
K_W（25°C）______ K_W（100°C）（填“＞”、“＜”或“=”之一）．25°C時，向水的電離平衡體系中加入少量NH₄Cl固體，對水的電離平衡的影響是______（填“促進”“抑制”或“不影響”之一）．
（2）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

化學式	電離常數（25℃）
HCN	K=4.9×l0-10
CH3COOH	K=1.8×l0-5
H2CO3	K1=4.3×l0-7、K2=5.6×l0-11

①25℃時，有等濃度的NaCN溶液、Na₂CO₃溶液、CH₃COONa溶液，三溶液的pH由大到小的順序為______．
②25℃時，等濃度的CH₃COOH溶液和NaOH溶液等體積混合，所得溶液顯堿性，則c（Na⁺）______c（CH₃COO^-）（填“＞”、“＜”或“=”之一）．
③向NaCN溶液中通入少量CO₂，所發生反應的化學方程式為：______．

Answer 1

【答案】分析：（1）K_w=C（H⁺）．C（OH^-）；溫度不同，Kw不同，升溫促進水的電離，氫離子濃度增大；水解的鹽促進水的電離；
（2）①依據酸的電離常數意義分析判斷，月易電離得算對應鹽水解程度越小；
②依據溶液中電荷守恒計算分析；
③依據電離常數大小分析反應生成產物；
解答：解：（1）25℃時純水中C（H⁺）=C（OH^-）=10^-7 mol/L，K_w=C（H⁺）．C（OH^-）=10^-14 ，當溫度升高到100℃，純水中C（H⁺）=C（OH^-）=10^-6 mol/L，K_w=C（H⁺）．C（OH^-）=10^-12 ；
100°C時1mol?L^-1 的NaOH溶液中K_w=C（H⁺）．C（OH^-）=10^-12 ；c（OH-）=1mol/L，水電離出的c（H⁺）=1×10^-12；水的電離時吸熱過程，加熱促進電離氫離子濃度和氫氧根離子濃度增大，Kw增大，所以K_W（25°C）＜K_W（100°C）； NH₄Cl固體溶解后溶液中銨根離子水解生成一水合氨和氫離子，溶液呈酸性，水的電離被促進；
故答案為：1×10^-12；＜；促進；
（2）①依據圖表數據分析，醋酸電離常數大于氰酸大于碳酸氫根離子，所以等濃度的NaCN溶液、Na₂CO₃溶液、CH₃COONa溶液水解程度等濃度的Na₂CO₃溶液＞NaCN溶液＞CH₃COONa溶液，溶液PH為Na₂CO₃溶液的＞NaCN溶液的＞CH₃COONa溶液的；
故答案為：Na₂CO₃溶液的＞NaCN溶液的＞CH₃COONa溶液的；
②等濃度的CH₃COOH溶液和NaOH溶液等體積混合，所得溶液顯堿性，c（H⁺）＜c（OH^-）依據溶液中電荷守恒c（H⁺）+c（Na⁺）=c（OH^-）+c（CH₃COO^-），c（Na⁺）＞c（CH₃COO^-）；
故答案為：＞；
③向NaCN溶液中通入少量CO₂ ，H₂CO₃酸性大于HCN大于HCO₃^-，所以反應生成氰酸和碳酸氫鈉，不能生成二氧化碳，反應的化學方程式為：NaCN+H₂O+CO₂=HCN+NaHCO₃；
故答案為：NaCN+H₂O+CO₂=HCN+NaHCO₃；
點評：本題考查了弱電解質電離平衡的分析判斷，鹽類水解應用，溶液酸堿性的計算判斷，注意碳酸是二元弱酸分步電離，第二部電離比氰酸小，題目難度中等．