Question

【題目】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 ．
（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
（4）25℃時，pH=8的CH3COONa溶液中，c（Na+）﹣c（CH3COO﹣）= ．

Answer 1

【答案】
（1）Na2CO3溶液＞NaCN溶液＞CH3COONa溶液
（2）＞
（3）NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3
（4）9.9×10﹣7mol/L
【解析】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﹣）= =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．
（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小（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；