Question

【題目】常溫下．有濃度均為0.1 mol·L-l的下列4種溶液：①NaCN溶液 ②NaOH溶液 ③CH3COONa溶液 ④NaHCO3溶液

HCN	H2CO3	CH3COOH
Ka=4.9×10-10	Ka1=4×10-7 Ka2=5.6×10-11	Ka=1.7×10-5

（1）這4種溶液pH由大到小的順序是____________（填序號）。

（2）④的水解平衡常數Kh= _________。

（3）若向等體積的③和④中滴加鹽酸至呈中性，則消耗鹽酸的體積③_____ ④（填“>”、“<"、“=”）

（4）向NaCN溶液中通入少量CO2，則發生反應的離子方程式為：______________________。

Answer 1

【答案】②①④③ 2.5×10-8 ＜ CN－＋CO2＋H2O=HCN+HCO3－

【解析】

根據溶液的酸堿性判斷溶液的pH大小，酸和堿溶液抑制了水的電離，鹽溶液促進了水的電離，酸或者堿溶液中氫離子、氫氧根離子濃度越大，水的電離程度越小；根據電離常數比較弱酸根的水解程度，據此進行解答。

(1) 氫氧化鈉屬于強堿，完全電離，相同濃度的溶液中堿性最強；NaCN、CH3COONa和NaHCO3屬于強堿弱酸鹽，水解后溶液呈堿性，弱酸的電離常數越小，對應酸根的水解程度越大，其鹽的水溶液堿性越強，電離常數：HCN< H2CO3<CH3COOH，則鹽溶液堿性：HCN > NaHCO3>CH3COONa，所以pH由大到小的順序為：NaOH> HCN > NaHCO3>CH3COONa，故答案為：②①④③；

（2）水解反應是酸堿中和反應的逆反應，根據平衡常數的表達式得： Kh= ==2.5×10-8，故答案為：2.5×10-8；

(3)根據上述分析，等濃度的CH3COONa溶液和NaHCO3溶液，NaHCO3溶液堿性強，所以等體積的兩溶液中滴加鹽酸至呈中性，則消耗鹽酸的體積NaHCO3溶液更大，故答案為：<；

(4)因為HCN的電離常數小于碳酸的電離常數，而大于HCO3-電離常數，說明碳酸的酸性強于HCN，HCN酸性強于HCO3-，則通入少量二氧化碳時，生成HCO3-，離子方程式為：CN－＋CO2＋H2O=HCN+HCO3－，故答案為：CN－＋CO2＋H2O=HCN+HCO3－。