Question

【題目】用化學用語回答下列問題：

(1)寫出下列物質在水中的電離方程式：

H2CO3 ______________________ NaHSO4 ___________________

(2)已知25 ℃時，兩種弱酸的電離平衡常數HCN：Ka＝4.9×10－10，H2CO3：Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，向NaCN溶液中通入少量CO2反應的離子方程式：_______________________________。

(3)已知HClO是比H2CO3還弱的酸，氯水中存在下列平衡：Cl2+H2OHCl+HClO，HClOH++ClO-，達到平衡后，由此說明在實驗室可用排飽和食鹽水收集Cl2的理由是_________________。

(4)某溫度下純水中c(H+) = 2×10-7 mol/L，則此時溶液中的c(OH-) =_________。若溫度不變，滴入稀鹽酸使c(H+) = 5×10-6 mol/L，則此時溶液中的c(OH-) =___________。

Answer 1

【答案】H2CO3HCO3-+H+、HCO3-H++CO32- NaHSO4==Na++H++SO42- CN- +CO2+H2O==HCN+HCO3- 飽和食鹽水中NaCl電離出的Cl-，阻止了Cl2與水反應的正向進行，從而降低了氯氣的溶解度 2×10-7 mol/L 8×10-9mol/L

【解析】

(1)H2CO3 為二元弱酸，分兩步發生電離；

NaHSO4為強酸的酸式鹽，在水溶液中完全電離為Na+、H+、SO42-。

(2)碳酸的第二步電離常數Ka2< Ka(HCN的電離常數)，所以向NaCN溶液中通入少量CO2，碳酸只能發生第一步電離。

(3) Cl2+H2OH++Cl- +HClO，飽和食鹽水中NaCl電離出的Cl-，抑制了Cl2與水反應平衡的正向進行，從而抑制了氯氣的溶解。

(4)純水中，c(H+) = c(OH-)，從而得出此時溶液中的c(OH-)。若溫度不變，可求出水的離子積常數KW=2×10-7×2×10-7 =4×10-14，由c(H+) = 5×10-6 mol/L，可求出此時溶液中的c(OH-)。

(1)H2CO3 為二元弱酸，分兩步發生電離，電離方程式為H2CO3HCO3-+H+、HCO3-H++CO32-。答案為：H2CO3HCO3-+H+、HCO3-H++CO32-；

NaHSO4為強酸的酸式鹽，在水溶液中完全電離為Na+、H+、SO42-，電離方程式為NaHSO4==Na++H++SO42-。答案為：NaHSO4==Na++H++SO42-；

(2)碳酸的第二步電離常數Ka2< Ka(HCN的電離常數)，所以向NaCN溶液中通入少量CO2，碳酸只能發生第一步電離，反應的離子方程式為CN- +CO2+H2O==HCN+HCO3-。答案為：CN- +CO2+H2O==HCN+HCO3-；

(3) Cl2+H2OH++Cl- +HClO，飽和食鹽水中NaCl電離出的Cl-，抑制了Cl2與水反應平衡的正向進行，從而抑制了氯氣的溶解。從而得出在實驗室可用排飽和食鹽水收集Cl2的理由是飽和食鹽水中NaCl電離出的Cl-，阻止了Cl2與水反應的正向進行，從而降低了氯氣的溶解度。答案為：飽和食鹽水中NaCl電離出的Cl-，阻止了Cl2與水反應的正向進行，從而降低了氯氣的溶解度；

(4)純水中，c(H+) = c(OH-)，從而得出此時溶液中的c(OH-)=2×10-7 mol/L。若溫度不變，可求出水的離子積常數KW=2×10-7×2×10-7 =4×10-14，由c(H+) = 5×10-6 mol/L，可求出此時溶液中的c(OH-)==8×10-9mol/L。答案為：2×10-7 mol/L；8×10-9mol/L。