Question

（1）在25°C時，已知0.1mol/LHCN溶液的PH=4，0.1mol/LNaCN溶液的pH=12．現將0.2mol/L的HCN溶液和0.1mol/L的NaOH溶液等體積混合后，溶液中各種離子的濃度有大到小的關系為

C（Na⁺）＞C（CN^-）＞C（OH^-）＞C（H⁺）

．
（2）常溫下，將0.01molNH₄Cl和0.002molNaOH溶于水，配制成0.5L混合溶液．試回答（填寫數據）：
①溶液中c（NH

+ 4

）+c（NH₃?H₂O）一定等于

0.02mol/L

②溶液中n（OH^-）+n（Cl^-）-n（NH⁺₄）=

n（Na⁺）+n（H⁺）

．

Answer 1

分析：（1）已知，0.1mol/LHCN溶液的PH=4，0.1mol/LNaCN溶液的pH=12說明CN-的水解程度大于HCN的電離程度；將0.2mol?L^-1HCN溶液和0.1mol?L^-1的NaOH溶液等體積混合后，溶液溶質為HCN和NaCN，二者濃度相等，溶液顯堿性，CN^-水解程度大于HCN電離程度，以此解答該題；
（2）依據化學方程式計算判斷溶液中的溶質微粒，結合電荷守恒計算判斷；

解答：解：（1）已知，0.1mol/LHCN溶液的PH=4，0.1mol/LNaCN溶液的pH=12說明CN-的水解程度大于HCN的電離程度；將0.2mol?L^-1HCN溶液和0.1mol?L^-1的NaOH溶液等體積混合后，溶液溶質為HCN和NaCN，二者濃度相等，溶液顯堿性，說明CN^-水解程度大于HCN電離程度，溶液中離子濃度大小關系為：C（Na⁺）＞C（CN^-）＞C（OH^-）＞C（H⁺）；
故答案為：C（Na⁺）＞C（CN^-）＞C（OH^-）＞C（H⁺
（2）解：（1）NH₄Cl+NaOH═NH₃．H₂O+NaCl
      反應前 0.01mol 0.002mol
       反應 0.002mol 0.002mol   0.002mol  0.002mol
      反應后0.008mol   0        0.002mol  0.002mol
所以溶液中的溶質是NH₄Cl、NH₃．H₂O、NaCl；
①無論NH₄⁺水解程度和 NH₃．H₂O的電離的程度如何，但遵守物料守恒，即NH₄⁺和 NH₃．H₂O的物質的量之和為0.01mol，故答案為；0.02mol；
②溶液中陰陽離子所帶電荷相同，溶液中存在的離子為Na⁺、Cl^-、NH₄⁺、OH^-、H⁺，
即n（Na⁺）+n（NH₄⁺）+n（H⁺）=n（Cl^-）+n（OH^-），
溶液中n（OH^-）+n（Cl^-）-n（NH⁺₄）=n（Na⁺）+n（H⁺），
故答案為：n（Na⁺）+n（H⁺）．

點評：本題考查離子濃度大小比較，弱電解質的電離平衡、鹽類的水解、溶液中離子濃度大小的比較，比較難的是離子濃度大小的比較，可根據物料守恒、電荷守恒進行分析判斷．關鍵注意根據題目信息判斷，溶液顯堿性，說明CN^-水解程度大于HCN電離程度，結合電荷守恒和物料守恒解答，題目難度中等．