Question

2．請回答下列問題：
（1）純水在T℃時，pH=6，該溫度下1mol•L^-1的NaOH溶液中，由水電離出的c（OH^-）=10^-12 mol•L^-1．
（2）某一元弱酸溶液（A）與二元強酸（B）的pH相等．若將兩溶液稀釋相同的倍數后，pH（A）＜pH（B） （填“＞”、“=”或“＜”）．現用上述稀釋溶液中和等濃度等體積的NaOH溶液，則需稀釋溶液的體積V（A）＜V（B）（填“＞”、“=”或“＜”）．
（3）已知：二元酸H₂R 的電離方程式是：H₂R=H⁺+HR^-，HR^-?R^2-+H⁺，若0.1mol•L^-1NaHR溶液的c（H⁺）=a mol•L^-1，則0.1mol•L^-1H₂R溶液中c（H⁺）＜ （0.1+a） mol•L^-1（填“＜”、“＞”或“=”），理由是H₂R中第一步電離出的H⁺對HR^-的電離產生了抑制作用．
（4）電離平衡常數是衡量弱電解質電離程度的物理量．已知：

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

①25℃時，有等濃度的HCN溶液、H₂CO₃溶液和CH₃COOH溶液，三溶液的pH由大到小的順序為H₂CO₃＞HCN＞CH₃COOH（用化學式表示）．
②向NaCN溶液中通入少量的CO₂，發生反應的化學方程式為NaCN+H₂O+CO₂=HCN+NaHCO₃．

Answer 1

分析 （1）純水在T℃時，pH=6，說明此時水的離子積常數為10^-12，該溫度下1mol•L^-1的NaOH溶液中，氫離子由水電離產生，所以c（H⁺）=$\frac{1{0}^{-12}}{1}$mol/L，而水電離出的c（OH^-）=c（H⁺）=10^-12mol•L^-1；
（2）加水稀釋弱酸時，會促進弱酸的電離；依據中和反應中消耗的氫離子的物質的量等于氫氧根離子的物質的量解答；
（3）0.1mol•L^-1H₂A溶液，H₂A=H⁺+HA^-，電離出H⁺為0.1mol/L，而0.1mol•L^-1NaHR溶液的c（H⁺）=a mol•L^-1，則由HA^-?H⁺+A^2-可知，電離出0.1mol/LH⁺，對第一步電離生成的H⁺抑制了HA^-的電離；
（4）①根據酸的電離常數進行分析判斷，電離常數越大，pH越小；
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．

解答 解：（1）純水在T℃時，pH=6，說明此時水的離子積常數為10^-12，該溫度下1mol•L^-1的NaOH溶液中，氫離子由水電離產生，所以c（H⁺）=$\frac{1{0}^{-12}}{1}$mol/L，而水電離出的c（OH^-）=c（H⁺）=10^-12mol•L^-1，故答案為：10^-12； 
（2）某一元弱酸溶液（A）與二元強酸（B）的pH相等，則弱酸有大部分為電離，加水稀釋時，能夠促進更多的弱酸電離，所以加水稀釋后，氫離子濃度大于二元強酸中氫離子濃度，所以pH_A＜pH_B，
上述稀釋溶液中弱酸的氫離子的物質的量濃度大于強酸，所以等體積含有的氫離子的物質的量多，中和等濃度等體積的NaOH溶液，用的體積少，
故答案為：＜，＜；  
（3）0.1mol•L^-1H₂A溶液，H₂A=H⁺+HA^-，電離出H⁺為0.1mol/L，而0.1mol•L^-1NaHR溶液的c（H⁺）=a mol•L^-1，則由HA^-?H⁺+A^2-可知，電離出0.1mol/LH⁺，對第一步電離生成的H⁺抑制了HA^-的電離，所以0.1mol•L^-1H₂R溶液中c（H⁺）＜（0.1+a） mol•L^-1，故答案為：＜；H₂R中第一步電離出的H⁺對HR^-的電離產生了抑制作用；
（4）①根據酸的電離常數進行分析判斷，電離常數越大，pH越小，根據圖表數據分析，電離常數：醋酸＞HCN＞碳酸氫根離子，所以三溶液的pH由大到小的順序為H₂CO₃＞HCN＞CH₃COOH，故答案為：H₂CO₃＞HCN＞CH₃COOH；
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，
故答案為：NaCN+H₂O+CO₂=HCN+NaHCO₃．

點評 本題考查鹽類水解的應用，溶液中離子濃度的大小比較，綜合性較強．要注意碳酸是二元弱酸分步電離，第二部電離比HCN小．