Question

【題目】常溫下．有濃度均為0.1 mol·L-l的下列4種溶液：①NaCN溶液②NaOH溶液③CH3COONa溶液④Na2CO3溶液

HCN	H2CO3	CH3COOH
Ka=4.9×10-10	Ka1=4×10-7 Ka2=5.6×10-11	Ka=1.7×10-5

（1）這4種溶液pH由大到小的順序是_______（填序號）。

（2）NaCN溶液顯堿性的原因（用方程式說明）______

（3）若向等體積的③和④中滴加鹽酸至呈中性，則消耗鹽酸的體積③_____④（填“>”、“<"、“=”）。

（4）25℃時，將amol·L-1 的醋酸和 0.1 mol·L-lNaOH溶液等體積混合后，溶液的pH=7，則a_____0.1（填“﹥”、“﹤”或“=”）。

（5）Na2CO3溶液中離子濃度大小為：___________

（6）向NaCN溶液中通入CH3COOH，則發生的離子反應方程式為：_______。

（7）同溫下，溶液的pH值④____①（填“>”、“<"、“=”）。

Answer 1

【答案】②>④>①>③ CN- +H2OHCN +OH- < ＞ c(Na+)>c(CO32－)>c(OH－)>c(HCO3－)>c(H+) CH3COOH+ CN- =HCN+CH3COO- >

【解析】

（1）結合表格數據易知，電離平衡常數越小，酸性越弱，再依據鹽類水解的“越弱越水解”規律作答；

（2）依據鹽類水解“誰強顯誰性”原理分析原因；

（3）通過比較③和④溶液中的堿性強弱，對比達到中性后消耗的同濃度的鹽酸的體積；

（4）醋酸為弱酸，恰好完全中和后的溶液為醋酸鈉，水解顯堿性，據此分析；

（5）Na2CO3溶液中CO32-會發生水解，結合水解平衡與電離平衡分析溶液中離子濃度大小關系；

（6）利用強酸制弱酸原理書寫；

（7）結合鹽溶液中“越弱越水解”規律解答。

（1）相同濃度的溶液中，①NaCN溶液水解顯堿性，②NaOH溶液為強堿溶液，③CH3COONa溶液顯堿性，④Na2CO3溶液水解顯堿性，因為酸性：醋酸＞HCN＞碳酸氫根離子，越弱越水解，因此溶液的堿性②＞④＞①＞③，4種溶液pH由大到小的順序是②＞④＞①＞③，

故答案為：②＞④＞①＞③；

（2）因NaCN溶液中存在水解平衡CN- +H2OHCN +OH-，促進水的電離，使溶液顯堿性，

故答案為：CN- +H2OHCN +OH-；

（3）等濃度③CH3COONa溶液和④Na2CO3溶液中，根據越弱越水解規律結合表格可以看出，因酸性：醋酸＞碳酸氫根離子，所以等濃度的Na2CO3溶液水解程度大于CH3COONa的水解程度，對應的堿性強于CH3COONa，則若向等體積的③和④中滴加鹽酸至呈中性，則消耗鹽酸的體積③<④，

故答案為：<；

（4）因醋酸為一元弱酸，假如醋酸與氫氧化鈉完全中和生成的醋酸鈉顯堿性，現等體積混合后溶液的pH=7，則醋酸過量，即a﹥0.1，

故答案為：﹥；

（5）Na2CO3溶液中，CO32-會發生水解，其水解平衡為：CO32- +H2OHCO3- +OH-，溶液顯示堿性，生成的碳酸氫根離子部分發生水解，部分發生微弱電離，HCO3-H++ CO32-，則Na2CO3溶液中離子濃度大小關系為：c(Na+)>c(CO32－)>c(OH－)>c(HCO3－)>c(H+)，

故答案為：c(Na+)>c(CO32－)>c(OH－)>c(HCO3－)>c(H+)；

（6）CH3COOH的Ka=1.7×10-5，HCN的Ka=4.9×10-10，則根據強酸制弱酸原理可知，向NaCN溶液中通入CH3COOH，發生的離子方程式為：CH3COOH+ CN- =HCN+CH3COO-，

故答案為：CH3COOH+ CN- =HCN+CH3COO-；

（7）因碳酸的第二步電離平衡常數Ka2=5.6×10-11，HCN的電離平衡常數Ka=4.9×10-10，則酸性：HCN＞碳酸氫根離子，所以對應的鹽水解程度：碳酸鈉＞NaCN,則同溫下，溶液的pH值④﹥①，

故答案為：>。