Question

19．（1）水的電離平衡曲線如圖所示，若A點表示25℃時水的電離達平衡時的離子濃度，B點表示100℃時水的電離達平衡時的離子濃度．則100℃時1mol•L^-1的NaOH溶液中，由水電離出的c（H⁺）=1×10^-12mol•L^-1．25℃時，向水的電離平衡體系中加入少量NH₄Cl固體，對水的電離平衡的影響是促進（填“促進”、“抑制”或“不影響”）．
（2）電離平衡常數(shù)是衡量弱電解質(zhì)電離程度強弱的量．已知如表數(shù)據(jù)．

化學式	電離平衡常數(shù)（25℃）
HCN	K=4.9×10-10
CH3COOH	K=1.8×10-5
H2CO3	K1=4.3×10-7、K2=5.6×10-11

①25℃時，等濃度的CH₃COOH溶液和NaOH溶液等體積混合，所得溶液顯堿性，則c（Na⁺）＞
c（CH₃COO^-）（填“＞”、“＜”或“=”）．
②25℃時，有等濃度的①NaCN溶液、②Na₂CO₃溶液、③CH₃COONa溶液，三種溶液的pH由大到小的順序為Na₂CO₃溶液＞NaCN溶液＞CH₃COONa溶液．（填序號）
③向NaCN溶液中通入少量CO₂，所發(fā)生反應的化學方程式為NaCN+H₂O+CO₂=HCN+NaHCO₃．

Answer 1

分析 （1）K_w=c（H⁺）•c（OH^-）；能水解的鹽促進水的電離；
（2）①依據(jù)溶液中電荷守恒計算分析；
②依據(jù)酸的電離常數(shù)意義分析判斷，越易電離得算對應鹽水解程度越��；
③依據(jù)電離常數(shù)大小分析反應生成產(chǎn)物．

解答 解：（1）25℃時純水中c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7 mol/L，K_w=c（H⁺）•c（OH^-）=10^-14 ，當溫度升高到100℃，純水中c（H⁺）=c（OH^-）=10^-6 mol/L，K_w=c（H⁺）•c（OH^-）=10^-12 ；
100℃時1mol•L^-1 的NaOH溶液中K_w=c（H⁺）•c（OH^-）=10^-12 ；c（OH^-）=1mol/L，水電離出的c（H⁺）=1×10^-12；NH₄Cl固體溶解后溶液中銨根離子水解生成一水合氨和氫離子，溶液呈酸性，水的電離被促進；
故答案為：1×10^-12；促進；
（2）①等濃度的CH₃COOH溶液和NaOH溶液等體積混合，所得溶液顯堿性，c（H⁺）＜c（OH^-）依據(jù)溶液中電荷守恒c（H⁺）+c（Na⁺）=c（OH^-）+c（CH₃COO^-），c（Na⁺）＞c（CH₃COO^-）；
故答案為：＞；
②依據(jù)圖表數(shù)據(jù)分析，醋酸電離常數(shù)大于氰酸大于碳酸氫根離子，所以等濃度的NaCN溶液、Na₂CO₃溶液、CH₃COONa溶液水解程度等濃度的Na₂CO₃溶液＞NaCN溶液＞CH₃COONa溶液，溶液pH為Na₂CO₃溶液的＞NaCN溶液的＞CH₃COONa溶液的；
故答案為：Na₂CO₃溶液＞NaCN溶液＞CH₃COONa溶液；
③向NaCN溶液中通入少量CO₂ ，H₂CO₃酸性大于HCN大于HCO₃^-，所以反應生成氰酸和碳酸氫鈉，不能生成二氧化碳，反應的化學方程式為：NaCN+H₂O+CO₂=HCN+NaHCO₃；
故答案為：NaCN+H₂O+CO₂=HCN+NaHCO₃．

點評 本題考查了弱電解質(zhì)電離平衡的分析判斷、鹽類水解應用、溶液酸堿性的計算判斷，注意碳酸是二元弱酸分步電離，第二部電離的平衡常數(shù)比氰酸小，題目難度中等．