Question

【題目】描述弱電解質電離情況可以用電離度和電離平衡常數表示，下表是常溫下幾種弱電解質的電離平衡常數：

酸或堿	電離常數(Ka或Kb)	難（微）溶物	溶度積常數（Ksp）
CH3COOH	1．8×10－5	BaSO4	1×10-10
HNO2	4．6×10－4	BaCO3	2.6×10-9
HCN	5×10－10	CaSO4	7×10-5
HClO	3×10－8	CaCO3	5×10-9
NH3·H2O	1．8×10－5

請回答下面問題：

（1）上述四種酸中，酸性最弱的是_____________ (用化學式表示)。下列能使醋酸溶液中CH3COOH的電離程度增大，而電離常數不變的操作是________________(填序號)。

A．升高溫度 B．加水稀釋

C．加少量的CH3COONa固體 D．加少量冰醋酸

（2）CH3COONH4的水溶液呈________ (選填“酸性”“中性”或“堿性”)，理由是__________________，溶液中各離子濃度大小的關系是_____________________。

（3）物質的量1∶1的NaCN和HCN的混合溶液，其pH＞7，該溶液中離子的濃度從大到小排列為_____________________________________。

（4）工業中常將BaSO4轉化為BaCO3后，再將其制成各種可溶性的鋇鹽（如：BaCl2）。具體做法是用飽和的純堿溶液浸泡BaSO4粉末，并不斷補充純堿，最后BaSO4轉化為BaCO3。現有足量的BaSO4懸濁液，在該懸濁液中加純堿粉末并不斷攪拌，為使SO42-物質的量濃度達到0.0lmol·L-1以上，則溶液中CO32-物質的量濃度應 ≥____________mol·L-1。

Answer 1

【答案】HCNB中性根據題表1中的電離平衡常數，醋酸的和NH3H2O的電離平衡常數相同，所以CH3COO-和NH4+的水解平衡程度相同c(NH4+)=c(CH3COO-)>c(OH-)=c(H+)c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+)0.26

【解析】Ⅰ、(1)對于一元弱酸，電離平衡常數越大則酸性越強，反之則酸性越弱，HCN的電離平衡常數最小，則酸性最弱；根據醋酸的電離平衡：CH3COOHCH3COO-+H+。A、升高溫度，電離程度增大，電離平衡常數增大，故A錯誤；B．加水稀釋，電離程度增大，電離平衡常數不變，故B正確；C．加少量的CH3COONa固體，電離出的醋酸根對醋酸的電離平衡起抑制作用，電離程度減小，電離平衡常數不變，故C錯誤；D．加少量冰醋酸，則醋酸濃度增大，根據越稀越電離的事實，則電離程度減小，平衡常數不變，故D錯誤；故答案為：HCN；B；

(2)醋酸銨溶液中，醋酸水解顯堿性，銨根離子水解顯酸性，CH3COOH與NH3H2O的電離平衡常數相等，CH3COO-和NH4+在相等濃度時的水解程度相同，酸性和堿性程度相當，溶液顯中性，即c(H+)=c(OH-)，根據電荷守恒：c(NH4+)+c(H+)=c(Cl-)＞c(H+)=c(OH-)，c(H+)+c(NH4+)=c(Cl-)+c(OH-)，得出c(NH4+)=c(Cl-)并且大于水解生成的c(H+)、c(OH-)，即c(NH4+)=c(CH3COO-)＞c(H+)=c(OH-)；故答案為：中性；CH3COOH與NH3H2O的電離平衡常數相等，CH3COO-和NH4+在相等濃度時的水解程度相同；c(NH4+)=c(CH3COO-)＞c(H+)=c(OH-)；

(3)物質的量之比為1：1的NaCN和HCN的混合溶液，其pH＞7，說明氫氰根離子的水解程度大于氫氰酸的電離程度，導致溶液C(OH-)＞C(H+)，呈堿性，根據電荷守恒知，C(OH-)+c(CN-)=C(H+)+C(Na+)，所以c(CN-)＜C(Na+)，所以各離子濃度大小順序是C(Na+)＞c(CN-)＞C(OH-)＞C(H+)，故答案為：c(Na+)＞c(CN-)＞c(OH-)＞c(H+)；

(4)SO42-物質的量濃度為0.01molL-1時，鋇離子的濃度為：c(Ba2+)= mol/L=1×10-8mol/L，若使SO42-物質的量濃度不小于0.01molL-1，則鋇離子濃度應該大于1×10-8mol/L；當鋇離子濃度為1×10-8mol/L時，則溶液中碳酸根離子濃度為： mol/L=0.26mol/L，所以當碳酸根離子濃度≥0.26mol/L時，鋇離子濃度小于1×10-8mol/L，則SO42-物質的量濃度不小于0.01mol/L，故答案為：0.26。