Question

【題目】電離平衡常數(shù)是衡量弱電解質(zhì)電離程度的量。已知如下表數(shù)據(jù)（25℃）：

化學(xué)式	電離平衡常數(shù)
HCN	K＝4.9×10-10
CH3COOH	K＝1.8×10-5
H2CO3	K1＝4.4×10-7，K2＝4.7×10-11

（1）25 ℃時，等濃度的三種溶液(a.NaCN溶液、b.Na2CO3溶液、c.CH3COONa溶液)的pH由大到小的順序為________________________________。(填寫序號)

（2）25 ℃時，向NaCN溶液中通入少量CO2，所發(fā)生反應(yīng)的化學(xué)方程式為_____________________。

（3）現(xiàn)有濃度為0.02 mol/L的HCN與0.01mol/L NaOH等體積混合后，測得c(Na+)>c(CN-)，下列關(guān)系正確的是 _______。

A.c(H+)>c(OH-) B. c(H+)<c(OH-)

C.c(H+)+c(HCN) = C(OH-) D.c(HCN)+c(CN-)=0.01mol/L

（4）常溫下，將某一元酸HA 和NaOH 溶液等體積混合，兩種溶液的濃度和混合后所得溶液的pH 如下表：

實驗編號	HA物質(zhì)的量濃度（molL-1）	NaOH物質(zhì)的量濃度（molL-1）	混合溶液的pH
a	0.1	0.1	pH=9
b	c	0.2	pH=7

請回答：

①從a組情況分析， HA是強酸還是弱酸_____________。

②b組情況表明，c_______0.2（選填“大于”“小于”或“等于”）�；旌先芤褐须x子濃度c（A-）________ c（Na+）（選填“大于”“小于”或“等于”）。

③a組實驗所得混合溶液中由水電離出的c（OH-）=______molL-1．寫出該混合溶液中下列算式的精確結(jié)果（不需做近似計算）．c（Na+）-c（A-）=______molL-1 。

Answer 1

【答案】 b>a>c NaCN+CO2+H2O=NaHCO3+HCN B、D HA是弱酸 大于 等于 10-5 (10-5-10-9)molL-1

【解析】本題主要考查弱酸的電離平衡。

（1）25 ℃時，酸性：CH3COOH>HCN>，所以等濃度的三種溶液(a.NaCN溶液、b.Na2CO3溶液、c.CH3COONa溶液)的水解程度：b>a>c，因此，pH由大到小的順序為b>a>c。

（2）25 ℃時，酸性：H2CO3>HCN>，向NaCN溶液中通入少量CO2，所發(fā)生反應(yīng)的化學(xué)方程式為NaCN+CO2+H2O=NaHCO3+HCN。

（3）0.02 mol/L的HCN與0.01mol/LNaOH等體積混合后，形成等濃度的HCN、NaCN的混合溶液，電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(CN-)+c(OH-)，測得c(Na+)>c(CN-)，所以c(H+)<c(OH-)。A.c(H+)>c(OH-)，故A錯誤；B.c(H+)<c(OH-)，故B正確；C. 電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(CN-)+c(OH-)，由此可得c(OH-)-c(H+)=c(Na+)-c(CN-)，由于2c(Na+)=c(CN-)+c(HCN)，即2c(Na+)-c(CN-)=c(HCN)，所以c(OH-)-c(H+)=c(Na+)-c(CN-)≠c(HCN)，c(H+)+c(HCN)≠c(OH-)，故C錯誤；D.c(HCN)+c(CN-)=0.02mol/L/2=0.01mol/L，故D正確。故選BD。

（4）①從a組情況分析，當(dāng)HA與NaOH恰好完全反應(yīng)時，混合溶液pH=9，說明NaA水解使溶液呈堿性，證明HA是弱酸。

②c=0.2時，pH>7，所以b組情況表明，c大于0.2�；旌先芤弘姾墒睾悖�c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-)，pH=7，c(H+)=c(OH-)，所以c(A-)等于c(Na+)。

③a組實驗所得混合溶液中由水電離出的c(OH-)== molL-1=1×10-5molL-1，電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(A-)+c(OH-)，由此可得c(Na+)-c(A-)=c(OH-)-c(H+)=(10-5-10-9)molL-1。