Question

17．水是極弱的電解質(zhì)，改變溫度或加入某些電解質(zhì)會影響水的電離．請回答下列問題：
（1）純水在100℃時，pH=6，該溫度下0.1mol•L^-1的NaOH溶液中，溶液的pH=11．
（2）25℃時，向水中加入少量碳酸鈉固體，得到pH為11的溶液，其水解的離子方程式為CO₃^2-+H₂O=HCO₃^-+OH^-、HCO₃^-+H₂O?H₂CO₃+OH^-，由水電離出的c（OH^-）=10^-3 mol•L^-1．
（3）電離平衡常數(shù)是衡量弱電解質(zhì)電離程度強弱的物理量．已知：

化學式	電離常數(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NaCN溶液、Na₂CO₃溶液和CH₃COONa溶液，溶液的pH由大到小的順序為Na₂CO₃＞NaCN＞CH₃COONa（填化學式）．
②25℃時，在0.5mol/L 的醋酸溶液中由醋酸電離出的c（H⁺）約是由水電離出的c（H⁺）的9×10⁸倍．

Answer 1

分析 （1）先計算出0.1 mol•L^-1的NaOH中c（H⁺），再根據(jù)pH=-lg[H⁺]計算出溶液的pH；
（2）碳酸鈉為鹽，完全電離，碳酸根離子水解分步進行，以第一步為主，不能一步完成，碳酸根離子水解生成碳酸氫根離子和氫氧根離子；pH=11的碳酸鈉溶液中氫氧根離子是由水電離產(chǎn)生的，水電離產(chǎn)生的c（H⁺）等于溶液中水電離出c（OH ^-），水電離出c（OH ^-）=10^-3mol/L；
（3）①根據(jù)酸的電離常數(shù)進行分析判斷，電離常數(shù)越大，對應鹽的水解程度越小，溶液的pH越��；
②0.5mol/L 的醋酸電離出的c（H⁺）為$\sqrt{1.8×1{0}^{-5}}$×0.5mol/L，利用Kw來計算水電離產(chǎn)生的氫離子濃度，然后比較即可．

解答 解：（1）純水中的[H⁺]=[OH^-]，pH=6，[H⁺]=[OH^-]=1×10^-6mol•L^-1，K_W=1×10^-6×1×10^-6=1×10^-12，0.1mol•L^-1的NaOH溶液中氫氧根離子濃度為0.1mol/L，c（H⁺）=1×10^-11mol•L^-1，pH=-lg[H⁺]=11，
故答案為：11；　
（2）碳酸鈉溶液中CO₃^2-部分水解，分步進行，CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-，以第一步為主，第二步水解為HCO₃^-+H₂O?H₂CO₃+OH^-，pH=11的碳酸鈉溶液中氫氧根離子c（OH ^-）=$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-11}}$=10^-3mol/L，是由水電離產(chǎn)生的，水電離產(chǎn)生的c（H⁺）等于溶液中水電離出c（OH ^-），故水電離出c（OH ^-）=c（H⁺）=10^-3mol/L，
故答案為：CO₃^2-+H₂O=HCO₃^-+OH^-、HCO₃^-+H₂O?H₂CO₃+OH^-；10^-3；
（3）①根據(jù)圖表數(shù)據(jù)分析，電離常數(shù)：醋酸＞HCN＞碳酸氫根離子，所以等濃度的NaCN溶液、Na₂CO₃溶液、CH₃COONa溶液水解程度為：Na₂CO₃＞NaCN＞CH₃COONa，故溶液的pH為：Na₂CO₃＞NaCN＞CH₃COONa，
故答案為：Na₂CO₃＞NaCN＞CH₃COONa；
②0.5mol/L 的醋酸電離出的c（H⁺），$\frac{{C}^{2}（{H}^{+}）}{0.5-C（{H}^{+}）}$=1.8×10^-5，c（H⁺）≈3×10^-3mol/L，則由HAC電離出的c（H⁺）約為水電離出的c（H⁺）的9×10⁸，
故答案為：9×10⁸．

點評 本題考查鹽類水解的應用，溶液酸堿性和pH的計算判斷，溶液中離子濃度的大小比較，綜合性較強，要注意碳酸是二元弱酸分步電離，第二步電離比HCN�。�