Question

17．按要求填空：
（1）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=4.9×10-10
CH3COOH	K=1.8×10-5
H2CO3	K1=4.3×10-7、K2=5.6×10-11

①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．
②不能證明HCN是弱電解質的方法是D
A．測得0.1mol/L HCN的pH＞l
B．測得NaCN溶液的pH＞7
C．0.1mol/L的HCN溶液與鹽酸，稀釋100倍后，HCN的pH大
D．用足量鋅分別與相同濃度、相同體積的鹽酸和HCN溶液反應，產生的氫氣一樣多
③25℃在CH₃COOH與CH₃COONa的溶液中，pH=6，則溶液中c（CH₃COO^-）/c（CH₃COOH）=18．
（2）常溫時，將某一元酸HA溶液與NaOH溶液等體積混合：
①若c （HA）=c （NaOH）=0．lmol/L，測得混合后溶液的pH＞7．原因是（用離子方程式表示）A^-+H₂O?HA+OH^-．
②若在100℃時，pH （HA）+（NaOH）=12，測得混合后溶液的顯中性pH=6．當c（HA）=0.02mol/L，c（NaOH）═0.04mol/L時，將兩種溶液等體積混合后，溶液中由水電離出的H⁺濃度為10^-10mol/L，混合后溶液的pH=10（假設混合后溶液體積為兩溶液體積之和）．

Answer 1

分析 （1）①據弱酸的電離平衡常數可知，酸性H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，據此分析；
②弱電解質的水溶液中存在電離平衡，能夠證明HCN溶液中存在電離平衡即可證明HCN是弱電解質，據此分析；
③據醋酸的電離平衡常數K=$\frac{[{H}^{+}]•[C{H}_{3}CO{O}^{-}]}{[C{H}_{3}COOH]}$=1.8×10^-5，pH=6，c（H⁺）=10^-6mol/L，據此分析計算；
（2）①相同物質的量的HA與NaOH反應后溶液的pH＞7，說明生成了強堿弱酸鹽，弱酸根離子發生水解；
②若在100℃時，pH （HA）+（NaOH）=12，測得混合后溶液的顯中性，說明HA是強酸，據此分析．

解答 解：（1）①據弱酸的電離平衡常數可知，酸性H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，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，
故答案為：NaCN+H₂O+CO₂═HCN+NaHCO₃；
②A．測得0.1mol/L HCN的pH＞l，說明HCN不能完全電離，為弱電解質，故A不選；
B．測得NaCN溶液的pH＞7，說明NaCN為強堿弱酸鹽，HCN為弱電解質，故B不選；
C．0.1mol/L的HCN溶液與鹽酸，稀釋100倍后，HCN的pH大，說明HCN沒有完全電離，存在電離平衡是弱電解質，故C不選；
D．二者都是一元酸，相同濃度、相同體積的鹽酸和HCN溶液分別與足量的Zn反應，產生的氫氣一樣多，不能說明HCN為弱酸，故D選；
故答案為：D；
③醋酸的電離平衡常數K=$\frac{[{H}^{+}]•[C{H}_{3}CO{O}^{-}]}{[C{H}_{3}COOH]}$=1.8×10^-5，pH=6，c（H⁺）=10^-6mol/L，所以$\frac{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$=18，故答案為：18；
（2）①相同物質的量的HA與NaOH反應后溶液的pH＞7，說明生成了強堿弱酸鹽，弱酸根離子發生水解水解的離子方程式A^-+H₂O?HA+OH^-，
故答案為：A^-+H₂O?HA+OH^-；
②若在100℃時，pH （HA）+（NaOH）=12，測得混合后溶液的顯中性，說明HA是強酸，當c（HA）=0.02mol/L，c（NaOH）═0.04mol/L時，將兩種溶液等體積混合后，c（OH^-）=$\frac{0.04mol/L•V-0.02mol/L•V}{2V}$=0.01mol/L，K_W=10^-12，所以有水電離出來的氫離子濃度為10^-10mol/L，溶液的pH=10，故答案為：10^-10；10．

點評 本題考查了據電離平衡常數判斷弱酸的酸性強弱、弱電解質的判斷、據電離平衡常數的計算以及水的離子積常數的計算，題目難度不大．