Question

【題目】電解質水溶液中存在電離平衡、水解平衡等，請回答下列問題。

(1)已知部分弱電解質的電離常數如下表：

弱電解質	NH3.H2O	HCOOH	HCN	H2CO3
電離常數(25℃)	Kb = 1.8×10 5	Ka = 1. 77×10 4	Ka=4.3×1010	Ka1=5.0×107 Ka2=5.6×1011

① 已知25℃時，HCOOH( aq) +OH ( aq)=HCOO(aq) +H2O(l) △H=a kJ/mol H+(aq) +OH(aq) =H2O(l) △H=b kJ/mol 甲酸電離的熱化學方程式為______________。

②取濃度相同的上述三種酸溶液，溶液pH最大的是_________，稀釋相同的倍數后，溶液pH變化最大的是____________________。

③分別取等濃度、等體積HCOOH和HCN溶液，加入同濃度的NaOH溶液中和，當溶液呈中性時消耗NaOH溶液的體積：V (HCOOH)______ V (HCN) (填“>”、“<”或“=”)。

④0.1 moI/L NaCN溶液和0.1mol/L NaHCO3溶液中，c(CN)______c(HCO3 )(填“>”、“<”或“=”)。

⑤常溫下，pH相同的三種溶液a.HCOONa b.NaCN c.Na2CO3，其物質的量濃度由大到小的順序是_____________(填編號)。

⑥將少量CO2通入NaCN溶液，反應的離子方程式是__________________________________。

⑦若NH3·H2O與CO2恰好完全反應生成正鹽，則此時溶液呈________性(填“酸”或“堿”)。向該溶液中通入________氣體可使溶液呈中性(填“CO2”或“NH3”)。此時溶液中c(NH4+)/c(CO3 2) ________2(填“＞”“＜”或“＝”)

(2)室溫下向10 mL 0.1 mol·L－1NaOH溶液中加入0.1 mol·L－1的一元酸HA，溶液pH的變化曲線如圖所示。

① HA的電離方程式是____________________________

② a、b、c處溶液中水的電離程度最大的是_______________

③ c點所示的溶液中除水分子外的微粒濃度由大到小的順序依次為______________________________。

(3)常溫下，將等體積0.1 molL－1NaOH和n molL-1HA混合，溶液呈中性，該溫度下HA的電離常數Ka=___________(用含有n的式子表達)

Answer 1

【答案】HCOOH(aq)HCOO(aq)+H+(aq) △H=( b a)kJ/mol HCN HCOOH > < abc CN+CO2+H2O=HCN+HCO3 堿性 CO2 ＞ HA H++ A b c(A)>c(Na+)> c(HA)>c(H+)>c(OH) 10-8/(n-0.1)

【解析】

(1)①利用蓋斯定律得到電離方程式；

②根據電離常數確定酸性強弱，得出結論；

③要想使溶液呈中性，酸性越弱所需NaOH體積越小；

④根據電離常數得到酸性強弱，再根據越弱越水解的原理比較離子濃度；

⑤根據電離常數得到酸性強弱，再根據越弱越水解的原理比較物質的量濃度；

⑥根據電離常數可知酸性H2CO3>HCN>HCO3-,強酸之弱酸原理書寫離子方程式；

⑦根據電離常數判斷；

(2)① 根據b點溶液顯堿性可以判斷生成了強酸弱堿鹽，所以HA為弱堿，書寫電離方程式；

② 根據酸堿抑制水的電離，鹽類水解促進水的電離判斷；

③ c點為HA和NaA物質的量1:1的溶液；

(3)利用電荷守恒和物料守恒計算；

(1)①已知25℃時，①HCOOH( aq) +OH ( aq)=HCOO(aq) +H2O(l) △H=a kJ/mol ②H+(aq) +OH(aq) =H2O(l) △H=b kJ/mol ①-②得到甲酸電離的熱化學方程式HCOOH(aq)HCOO(aq)+H+(aq) △H=( b a)kJ/mol；

正確答案：HCOOH(aq)HCOO(aq)+H+(aq) △H=( b a)kJ/mol。

②根據電離常數可知酸性HCOOH>H2CO3>HCN,所以PH最大的是HCN,稀釋相同倍數PH變化最大的是HCOOH；

正確答案: HCN HCOOH

③要想使溶液呈中性，酸性越弱所需體積越小,根據電離常數可知HCOOH酸性強于HCN,所以取等濃度、等體積HCOOH和HCN溶液，加入同濃度的NaOH溶液中和，當溶液呈中性時消耗NaOH溶液的體積：V (HCOOH)> V (HCN)；

正確答案：>

④根據電離常數可知H2CO3酸性大于HCN，鹽類越弱越水解的原理比較離子濃度，則0.1 moI/L NaCN溶液和0.1mol/L NaHCO3溶液中，c(CN)<c(HCO3 )；

正確答案：<

⑤根據電離常數可知HCOOH>HCN>HCO3-,鹽類水解是越弱水解能力越強,達到相同PH需要濃度越小,所以常溫下，pH相同的三種溶液a.HCOONa b.NaCN c.Na2CO3，其物質的量濃度由大到小的順序是abc；

正確答案： abc

⑥根據電離常數可知酸性H2CO3>HCN>HCO3-,強酸之弱酸原理書寫離子方程式CN+CO2+H2O=HCN+HCO3；

正確答案：CN+CO2+H2O=HCN+HCO3

⑦根據電離常數可知氨水電離常數大于碳酸和碳酸氫根離子，所以碳酸根離子水解能力強于銨根離子；若NH3·H2O與CO2恰好完全反應生成正鹽，則此時溶液呈堿性(填“酸”或“堿”)。向該溶液中通入CO2氣體可使溶液呈中性。此時溶液中c(NH4+)/c(CO3 2) >2；

正確答案：堿性 CO2 ＞

(2)① 根據b點溶液顯堿性可以判斷生成了強酸弱堿鹽，所以HA為弱堿，書寫電離方程式HA H++ A；

正確答案：HA H++ A

② a點：HA溶液；b點：NaA溶液；c點：NaA和HA物質的量比為1:1的混合溶液；根據酸堿抑制水的電離，鹽類水解促進水的電離判斷b處溶液中水的電離程度最大；

正確答案：b。

③ c點為HA和NaA物質的量1:1的溶液，c點偏酸性說明HA的電離程度大于A-的水解程度，c點所示的溶液中除水分子外的微粒濃度由大到小的順序依次為c(A)>c(Na+)> c(HA)>c(H+)>c(OH)；

正確答案：c(A)>c(Na+)> c(HA)>c(H+)>c(OH)

(3)電荷守恒式：C（Na+）+C（H+）=C（OH-）+C（A-）因為溶液呈中性所以C（Na+）= C（A-）=0.1/2=0.05mol/L；物料守恒C（HA）=n/2-0.05 mol/L，C（H+）=1×10-7 mol/L；

Ka==10-8/(n-0.1)

正確答案：10-8/(n-0.1)