Question

8．

化學式	NH3•H2O	HCN	CH3COOH	H2CO3
電離平衡常數（25℃）	Kb=1.77×10-5	Ka=4.93×10-10	Ka=1.76×10-5	Ka1=4.30×10-7 Ka2=5.61×10-11

（1）電離平衡常數是衡量弱電解質電離程度強弱的量．上表中給出幾種弱電解質的電離平衡常數，從中可以判斷：在相同溫度下，同濃度的三種酸溶液的導電能力由大到小的順序為CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCN．
（2）鹽類水解程度的強弱同樣與弱電解質的電離程度有一定聯系，結合表中數據回答下列問題：
①25℃時，有等濃度的a．NaCN溶液、b．Na₂CO₃溶液、c．CH₃COONa溶液，三種溶液的pH由大到小的順序為b＞a＞c．（填溶液前序號）
②濃度相同的NaCN溶液與CH₃COOK溶液相比，c（Na⁺）-c（CN^-）＞c（K⁺）-c（CH₃COO^-）．（填“＞”、“＜”或“=”）
③將等體積等物質的量濃度的鹽酸和氨水混合后，溶液呈酸性（填“酸”、“堿”或“中”），用離子方程式表示原因NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺
④室溫下，若將0.1mol•L^-1鹽酸滴入20mL 0.1mol•L^-1氨水中，溶液pH隨加入鹽酸體積的變化曲線如下圖所示．b點所示溶液中的溶質是NH₃•H₂O、NH₄Cl
⑤NH₄HCO₃溶液呈堿性（填“酸”、“堿”或“中”）
（3）結合表中數據，向NaCN溶液中通入少量CO₂，所發生反應的化學方程式NaCN+H₂O+CO₂=HCN+NaHCO₃．

Answer 1

分析 （1）電離平衡常數越大，越易電離，溶液中離子濃度越大，導電性越強；
（2）①酸的電離平衡常數越大，越易電離，酸性越強，其鹽的水解程度越小；
②根據溶液中的電荷守恒分析；
③氯化銨在溶液中水解顯酸性；
④氯化銨溶液顯酸性，pH=7，說明溶液為氯化銨與氨水的混合物；
⑤根據電離常數分析；
（3）根據酸性強的酸能制備酸性弱的酸結合表中數據分析．

解答 解：（1）電離平衡常數越大，越易電離，溶液中離子濃度越大，導電性越強，則在相同溫度下，同濃度的三種酸溶液的導電能力由大到小的順序為CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCN，故答案為：CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCN；
（2）①酸的電離平衡常數越大，越易電離，酸性越強，其鹽的水解程度越小，25℃時，有等濃度的a．NaCN溶液、b．Na₂CO₃溶液、c．CH₃COONa溶液，其水解程度：
b＞a＞c，水解程度越大，溶液的堿性越強，其pH越大，則pH為b＞a＞c，
故答案為：b＞a＞c；
②濃度相同的NaCN溶液與CH₃COOK溶液中，分別存在電荷守恒為：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CN^-）+c（OH^-），c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CH₃COO^-）+c（OH^-），
則c（Na⁺）-c（CN^-）=c（OH^-）-c（H⁺），c（K⁺）-c（CH₃COO^-）=c（OH^-）-c（H⁺），NaCN在溶液水解程度比CH₃COOK，則NaCN中c（OH^-）大，所以c（Na⁺）-c（CN^-）＞c（K⁺）-c（CH₃COO^-），故答案為：＞；
③將等體積等物質的量濃度的鹽酸和氨水混合后，生成氯化銨，氯化銨在溶液中水解顯酸性，其水解的離子方程式為：NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺；
故答案為：酸；NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺；
④室溫下，若將0.1mol•L^-1鹽酸滴入20mL 0.1mol•L^-1氨水中，溶液pH隨加入鹽酸體積的變化曲線如圖所示，b點所示溶液pH=7，已知氯化銨溶液顯酸性，pH=7，說明溶液為氯化銨與氨水的混合物，則溶液的溶質為NH₃•H₂O、NH₄Cl，故答案為：NH₃•H₂O、NH₄Cl；
⑤已知NH₃•H₂O的K_b=1.77×10^-5，H₂CO₃的K_a1=4.30×10^-7，說明碳酸的電離程度小，則形成鹽時HCO₃^-的水解程度大，所以NH₄HCO₃溶液呈堿性，故答案為：堿；
（3）由表中數據可知，酸性：H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，則向NaCN溶液中通入少量CO₂，所發生反應的化學方程式：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的電離、電離平衡常數的應用、鹽的水解原理的應用、電荷守恒等，題目涉及的知識點較多，側重于基礎知識的綜合應用的考查，題目難度中等．