Question

【題目】電解質水溶液中存在電離平衡、水解平衡、溶解平衡，請回答下列問題。

（1）已知部分弱酸的電離常數如下表：

弱酸	CH3COOH	HCN	H2CO3
電離常數(25℃)	Ka=1.8×10-5	Ka=4.3×l0-10	Ka1=5.0×l0-7 Ka2=5.6×l0-11

①0.1moI/LNaCN溶液和0.1mol/LNaHCO3溶液中，c(CN-)__c(HCO3-)(填“>”、“<”或“=”)。

②常溫下，物質的量濃度相同的三種溶液：A．CH3COONa；B．NaCN；C．Na2CO3，其pH由大到小的順序是___(填編號)。

③將少量CO2通入NaCN溶液，反應的離子方程式是__。

④室溫下，－定濃度的CH3COONa溶液pH=9，用離子方程式表示溶液呈堿性的原因是__，溶液中=__。（寫出準確數值）

（2）某溫度下，pH=3的鹽酸中c(OH-）=10-9mol/L。該溫度下，pH=2的H2SO4與pH=11的NaOH混合后pH變為9，則硫酸與氫氧化鈉的體積比為__。

（3）室溫下，用0.100mol/L鹽酸溶液滴定20.00mL0.l00mol/L的某氨水溶液，滴定曲線如圖所示（橫坐標為鹽酸的體積）。

①d點所示的溶液中離子濃度由大到小的順序依次為__。

②b點所示的溶液中c(NH4+)－c(NH3·H2O)=___。

（4）已知Ksp(BaSO4)=1.1×10-10，其溶解度為___g。（保留2位有效數字）

（5）室溫下，已知Ksp(Fe(OH)3)=1×10-38，當Fe3+完全沉淀時，其溶液的pH=___。

Answer 1

【答案】< CBA CN-+CO2+H2O=HCN+HCO3- CH3COO-+H2OCH3COOH+OH- l.8×104 9:1 c(C1-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-) 2c(H+)－2c(OH-) 2.4×10-4 3

【解析】

（1）①Ka（HCN）、Ka（H2CO3）越大，其電離程度越大，其對應的酸根離子水解程度越小，則鈉鹽溶液中該酸根離子濃度越大；

②Ka（CH3COOH）、Ka（HCN）、Ka2（H2CO3）越大，其對應的酸根離子水解程度越小，相同pH的鈉鹽溶液的濃度越大；

③根據表中數據可知，Ka1（H2CO3）＞Ka（HCN）＞Ka2（H2CO3），電離平衡常數越大酸性越強，強酸能和弱酸鹽反應生成弱酸；

④CH3COONa溶液顯堿性的原因是CH3COO－反生水解反應，Ka（CH3COOH）= ，根據電離平衡常數及c（H＋）可求算；

（2）某溫度下，pH=3的鹽酸中c(OH-）=10-9mol·L－1，溶液中離子積常數Kw=10-3mol·L－1×10-9 mol·L－1=10-12，該溫度下，pH=2的H2SO4與pH=11的NaOH混合后PH變為9，溶液顯堿性，列式計算剩余氫氧根離子濃度得到溶液體積比；

（3）①d點時加入鹽酸20mL，恰好生成氯化銨，銨根離子水解導致溶液呈酸性，但是其水解程度較小；

②b點時，加入的鹽酸體積為氨水的一半，所以溶液的成分可以看成，氯化銨和氨水的混合物，依據氨水的電離和氯化銨的水解程度大小可知c（NH3·H2O）-c（NH4＋）。

（4）c（BaSO4）=c（SO42－）= ，結合溶解度定義計算；

（5）依據Ksp[Fe（OH）3]=c（Fe3＋）．c3（OH－）=1.0×10-38 計算氫氧根離子濃度，結合離子積常數計算氫離子濃度計算pH；

（1）①由于Ka（HCN）＜Ka（H2CO3），可知HCN的酸性比H2CO3酸性弱，依據越弱越水解規律，0.1 moI·L－1 NaCN溶液中，CN－的水解能力大于0.1mol·L－1 NaHCO3溶液中HCO3－的水解能力，則c（CN－）＜ c（HCO3－）；

故答案為：＜；

②由于Ka（CH3COOH）＞Ka（HCN）＞Ka2（H2CO3），依據越弱越水解規律可知，等物質的量濃度的CH3COONa、NaCN、Na2CO3，溶液的水解能力CO32－＞CN－＞CH3COO－，此時溶液pH由大到小的順序為：Na2CO3 、NaCN、CH3COONa；即C＞B＞A；

故答案為：C＞B＞A；

③根據表中數據可知，Ka1（H2CO3）＞Ka（HCN）＞Ka2（H2CO3），依據強酸制弱酸得的反應規律，將少量CO2通入NaCN溶液，反應的離子方程式為：CN－+CO2+H2O=HCN+HCO3－；

本題答案為：CN－+CO2+H2O=HCN+HCO3－；

④CH3COONa溶液顯堿性的原因是，CH3COO－反生水解反應，水解的離子方程式為：CH3COO－+H2OCH3COOH+OH－；在溶液中CH3COOH的電離平衡常數Ka（CH3COOH）==1.8×10-5，pH=9，c（H＋）=10-9 mol·L－1，所以=1.8×10-4；

本題答案為：CH3COO－+H2OCH3COOH+OH－；1.8×10-4；

（2）某溫度下，pH=3的鹽酸中c(OH-）=10-9 mol·L－1，溶液中離子積常數Kw=10-3mol·L－1×10-9 mol·L－1=10-12，該溫度下，pH=2的H2SO4與pH=11的NaOH混合后pH變為9，溶液顯堿性，列式計算剩余氫氧根離子濃度得到溶液體積比， = ，V酸：V堿=9：1，

故答案為：9：1；

（3）①d點時加入鹽酸20mL，兩溶液恰好生成氯化銨，由于銨離子水解顯酸性，即c（H＋）＞c（OH－），又由電荷守恒可知c（Cl－）＞c（ NH4＋），所以溶液中離子濃度由大到小的順序依次為：c（Cl－）＞c（NH4＋）＞c（H＋）＞c（OH－）；

本題答案為：c（Cl－）＞c（NH4＋）＞c（H＋）＞c（OH－）；

②b點時，所加鹽酸體積為10mL，此時溶液為等濃度的氯化銨和氨水的混合物，由于一水合氨的電離程度大于氯化銨的水解程度，溶液顯堿性，溶液中的電荷守恒：c（NH4＋）+c（H＋）=c（Cl－）+c（OH－）、物料守恒：2c（Cl－）=c（NH4＋）+c（NH3·H2O），可以推知c（NH3·H2O）-c（NH4＋）=2 c（H＋）-2c（OH－）；

故答案為：2 c（H＋）-2c（OH－）。

（4）根據BaSO4溶液中存在的沉淀溶解平衡BaSO4（s）Ba2＋（aq）+SO42－（aq）可知，Ksp（BaSO4）=c（Ba2＋）·c（SO42－），且c（Ba2＋）=c（SO42－），所以溶液中c（BaSO4）=c（SO42－）= =1.05×10-5mol·L-1，100g水中含BaSO4為1.05×10-5mol·L-1×0.1L×233g·mol－1= 2.4×10-4g；

故答案為：2.4×10-4g；

（5）Ksp[Fe（OH）3]=c（Fe3＋）．c3（OH－）=1.0×10-38 當溶液中的Fe3＋完全沉淀，此時溶液中的Fe3＋物質的量的濃度=10-5mol·L－1，c（Fe3＋）．c3（OH－）=1.0×10-38；c3（OH－）=10-33，c（OH－）=10-11mol·L－1，c（H＋）=10-3mol·L－1，pH=3；故答案為：3。