Question

5．電離平衡常數是衡量弱電解質電離程度強弱的量．已知如表數據．

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

（1）25℃時，有等濃度的NaCN溶液、Na₂CO₃溶液、CH₃COONa溶液，三種溶液的pH由大到小的順序為Na₂CO₃溶液＞NaCN溶液＞CH₃COONa溶液．
（2）25℃時，pH=3的CH₃COOH溶液和pH=11的NaOH溶液混合，若所得溶液顯酸性，則c（Na⁺）＞c（CH₃COO^-）（填“＞”、“＜”或“=”）．
（3）NaCN溶液中通入少量CO₂，所發生反應的化學方程式為NaCN+H₂O+CO₂=HCN+NaHCO₃．
（4）25℃時，pH=8的CH₃COONa溶液中，c（Na⁺）-c（CH₃COO^-）=9.9×10^-7mol/L．

Answer 1

分析 （1）酸的電離常數意義分析判斷，越易電離得算對應鹽水解程度越��；
（2）溶液中電荷守恒計算分析；
（3）電離常數大小分析反應生成產物，電離平衡常數比較可知酸性：H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，所以反應生成氰酸和碳酸氫鈉，；
（4）電解質溶液中電荷守恒計算，PH=8溶液顯堿性；

解答 解：（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＞NaCN溶液＞CH₃COONa溶液；
（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；
（4）25℃時，pH=8的CH₃COONa溶液中，c（H⁺）=10^-8mol/L，c（OH^-）=$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-8}}$=10^-6mol/L，溶液中存在電荷守恒：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CH₃COO^-）+c（OH^-）
c（Na⁺）-c（CH₃COO^-）=c（OH^-）-c（H⁺）=10^-6mol/L-10^-8mol/L=9.9×10^-7 mol/L，
故答案為：9.9×10^-7 mol/L．

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、離子積常數分析判斷，注意碳酸是二元弱酸分步電離，第二部電離的平衡常數比氰酸小，題目難度中等．