Question

【題目】（1）水的電離平衡曲線如圖所示，若A點表示25 ℃時水的電離達平衡時的離子濃度，B點表示100 ℃時水的電離達平衡時的離子濃度。則100 ℃時pH＝12的NaOH溶液100mL，要使它的pH為11。（體積變化忽略不計）

①如果加入蒸餾水，應加_________mL；

②如果加入pH＝10的NaOH溶液，應加_________mL；

（2）25 ℃時，向水的電離平衡體系中加入少量NH4Cl固體，對水的電離平衡的影響是________（填“促進”、 “抑制”或“不影響”）。

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

（3）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_________。（填化學式）

（4）25 ℃時，等濃度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等體積混合，所得溶液顯堿性，則c（Na＋）________c（CH3COO－）（填“>”、“<”或“＝”）。

（5）向NaCN溶液中通入少量CO2，反應的化學方程式為____________。

Answer 1

【答案】900 1000 促進 >

【解析】

（1）①先根據溶液的pH計算氫氧根離子濃度，再根據c1V1=c2（V1+V2）計算加入的水體積；

②先根據溶液的pH計算氫氧根離子濃度，再根據c1V1+c2V2=c3（V1+V2）計算加入的氫氧化鈉溶液體積；

（2）鹽類水解促進水的電離；

（3）弱酸的電離平衡常數越大，酸性越強；

（4）等濃度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等體積混合，酸過量；

（5）酸性強弱順序是CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO3－，則根據較強酸制備較弱酸的原理判斷。

（1）①pH=12 的NaOH溶液中氫氧根離子濃度是0.01mol/L，pH=11的氫氧化鈉溶液中氫氧根離子濃度是0.001mol/L，設加入水的體積是V2，c1V1=c2（V1+V2）=0.01mol/L×0.1L=0.001mol/L×（0.1+V2）L，V2=-0.1L=0.9L=900mL；

②pH=10的氫氧化鈉溶液中c(OH-)=0.0001mol/L，

設pH=10的氫氧化鈉的體積為yL，則0.01mol/L×0.1L+0.0001mol/L×yL=0.001mol/L×（0.1+y）L，y=1L=1000mL；

（2）氯化銨溶于水NH4＋水解，促進水的電離，因此25 ℃時，向水的電離平衡體系中加入少量NH4Cl固體，對水的電離平衡的影響是促進；

（3）弱酸的電離平衡常數越大，酸性越強。則根據電離平衡常數可知，酸性強弱順序是CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO3－。又因為酸性越弱，相應的鈉鹽越容易水解，溶液的堿性越強，因此25℃時，有等濃度的①NaCN溶液、②Na2CO3溶液、③CH3COONa溶液，三種溶液的pH由大到小的順序為②Na2CO3溶液＞①NaCN溶液＞③CH3COONa溶液；

（4）等濃度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等體積混合，所得溶液顯堿性，則c(H+)<c(OH-)由電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)，得c(Na+)>c(CH3COO-)；

（5）酸性強弱順序是CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO3－，則根據較強酸制備較弱酸的原理可知，向NaCN溶液中通入少量CO2，所發生反應的化學方程式為NaCN＋H2O＋CO2＝HCN＋NaHCO3。