Question

電離平衡常數是衡量弱電解質電離程度強弱的量。已知如表數據。

化學式	電離平衡常數（25℃）
NH3·H2O	Kb=1.77×10-5
HCN	Ka=4.93×10-10
CH3COOH	Ka=1.76×10-5
H2CO3	Ka1=4.30×10-7,Ka2=5.61×10-11

 

（1）25℃時，pH=11的NaCN溶液中水電離出的c（OH^-）____________mol/L。

（2）25℃時，有等濃度的NaCN溶液、Na₂CO₃溶液、CH₃COONa溶液，三種溶液的pH由大到小的順序為________。

（3）NH₄Cl溶液呈______性（填“酸”、“堿”或“中”，下同），NH₄HCO₃溶液呈_______性，0.1mol/LNH₄HCO₃溶液中物質的量濃度最大的離子是_________（填化學式）。

（4）25℃時，等濃度的CH₃COOH溶液和CH₃COONa溶液等體積混合，混合溶液中各種離子濃度大小_________。

（5）向NaCN溶液中通入少量CO₂，所發生反應的化學方程式______________。

 

Answer 1

【答案】

（1） 10^－3　   （2） Na₂CO₃＞NaCN＞CH₃COONa   （3） 酸  　堿　  NH₄⁺ 

（4）c(CH₃COO^－)＞c(Na^＋)＞c(H^＋)＞c(OH^－)     （5） NaCN＋H₂O＋CO₂=HCN＋NaHCO₃

【解析】

試題分析：（1）PH=11，c(H⁺)=10^-11mol/L,因為c(H⁺)·c(OH^-)=10^-14,所以c(OH^-)=10^-14/10^-11=10^-3mol/L.（2）由于電離平衡常數CH₃COOH＞ HCN＞ HCO₃^-。電離平衡常數越大，溶液的酸性越強，鹽的水解程度越大，鹽水解的程度越小，溶液的PH越小。所以有等濃度的NaCN溶液、Na₂CO₃溶液、CH₃COONa溶液，三種溶液的pH由大到小的順序為Na₂CO₃＞NaCN＞CH₃COONa。（3）NH₄Cl是強酸弱堿鹽，弱堿根離子水解消耗氫氧根離子使溶液呈酸性。由于電離平衡常數NH₃·H₂O ＞ H₂CO₃，所以HCO₃^-的水解程度大于NH₄⁺的水解程度。所以NH₄HCO₃溶液呈堿性。在0.1mol/LNH₄HCO₃溶液中物質的量濃度最大的離子是NH₄HCO₃=NH₄⁺+HCO₃^-。在溶液中鹽電離產生的離子比水電離產生的離子的濃度大的多。由于NH₄⁺的水解程度小于HCO₃^-的水解程度，所以在該溶液中離子濃度最大的為NH₄⁺。（4）等濃度的CH₃COOH溶液和CH₃COONa溶液等體積混合由于醋酸的電離作用大于醋酸根離子的水解作用，所以c(CH₃COO^－)＞c(Na^＋)， c(H^＋)＞c(OH^－) ，鹽電離產生的離子比水電離產生的離子的濃度要大的多，所以各離子的濃度大小關系是c(CH₃COO^－)＞c(Na^＋)＞c(H^＋)＞c(OH^－)。（5）由于酸性H₂CO₃＞ HCN ＞HCO₃^-，所以向NaCN溶液中通入少量CO₂，發生反應的化學方程式為NaCN＋H₂O＋CO₂===HCN＋NaHCO₃。

考點：考查不同的弱酸及鹽之間的反應的規律。