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，表1是常溫下幾種弱酸的電離平衡常數(Ka)和弱堿的電離平衡常數(Kb)，表2是常溫下幾種難(微)溶物的溶度積常數(Ksp)。

表1

酸或堿	電離平衡常數(Ka或Kb)
CH3COOH	1.8×10－5
HNO2	4.6×10－4
HCN	5×10－10
HClO	3×10－8
NH3·H2O	1.8×10－5

表2

難(微)溶物	溶度積常數(Ksp)
BaSO4	1×10－10
BaCO3	2.6×10－9
CaSO4	7×10－5
CaCO3	5×10－9

請回答下列問題：

（1）表1所給的四種酸中，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________（填字母序號）。

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”），該溶液中存在的各離子濃度大小關系是_____________________________。

（3）物質的量之比為1∶1的NaCN和HCN的混合溶液，其pH >7，該溶液中離子濃度從大到小的排列為________________________。

（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-物質的量濃度不小于0.01 mol·L－1，則溶液中CO32-物質的量濃度應 ≥ ______________。

Answer 1

【答案】（1）HCN； B； （2）中性； c(NH)＝c(CH3COO－)>c(OH－)＝c(H＋) ；

（3）c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)； （4）0.26 mol/L.

【解析】

試題分析：（1）在相同溫度下，酸越弱，電離平衡常數就越小。由表1可知電離平衡常數最小的是HCN。因此酸性最弱的是HCN。醋酸是弱電解質，在溶液中存在CH3COOH的電離平衡：CH3COOHCH3COO-+H+。A．升高溫度，促進電離，程度增大，但是平衡常數會增大。錯誤。B．加水稀釋，由于離子濃度減小，所以平衡正向移動，電離程度增大，由于溫度不變，所以電離常數不變。正確。C．加少量的CH3COONa固體，抑制酸的電離，電離程度減小。錯誤。D．加少量冰醋酸，對酸的電離起抑制作用。物質的濃度越大，物質的大量程度反而越小。錯誤。（2）CH3COONH4是弱酸弱堿鹽，由于弱酸根離子與弱堿根離子水解程度相差不大，因此該物質的水溶液呈中性。根據電荷守恒可得c(NH)+ c(H＋)＝c(CH3COO－)+c(OH－)；由于溶液為中性，所以c(OH－)＝c(H＋) ；，鹽的大量原大于弱電解質水的電離，因此微粒濃度關系是c(NH)＝c(CH3COO－)>c(OH－)＝c(H＋) ；（3）物質的量之比為1∶1的NaCN和HCN的混合溶液，其pH>7，說明CN-的水解作用大于HCN的電離作用。根據物料守恒可得c(Na＋)>c(CN－)，因為溶液顯堿性，所以c(OH－)> c(H＋)。強電解質的電離大于弱電解質的電離，所以c(CN－) c(OH－)。因此微粒的濃度關系是c(Na＋)>c(CN－)>c(OH－)>c(H＋)；（4）Ksp(BaSO4)= 1×10－10=c(Ba2+)·c(SO42-), Ksp(BaCO3)= 2.6×10－9

=c(Ba2+)·c(CO32-), Ksp(BaCO3)÷Ksp(BaSO4)= c(CO32-)÷c(SO42-);所以c(CO32-)= Ksp(BaCO3)÷Ksp(BaSO4)×c(SO42-)= 2.6×10－9÷1×10－10×0.01 mol/L=0.26 mol/L.