Question

【題目】描述弱電解質(zhì)電離情況可以用電離平衡常數(shù)表示，表1是常溫下幾種弱酸的電離平衡常數(shù)(Ka)和弱堿的電離平衡常數(shù)(Kb)，表2是常溫下幾種難（微）溶物的溶度積常數(shù)(Ksp)。

表1

酸或堿	電離平衡常數(shù)（Ka或Kb）
CH3COOH	1.8×10﹣5
HNO2	4.6×10﹣4
HCN	5×10﹣10
HClO	3×10﹣8
NH3H2O	1.8×10﹣5

表2

難（微）溶物	溶度積常數(shù)（Ksp）
BaSO4	1×10﹣10
BaCO3	2.6×10﹣9
CaSO4	7×10﹣5
CaCO3	5×10﹣9

請回答下列問題：

（1）表1所給的四種酸中，酸性最弱的是_____（用化學式表示）。下列能使醋酸溶液中CH3COOH的電離程度增大，而電離平衡常數(shù)不變的操作是___（填字母序號）。

A．升高溫度 B．加水稀釋

C．加少量的CH3COONa固體 D．加少量冰醋酸

（2）CH3COONH4的水溶液呈_____（選填“酸性”、“中性”或“堿性”），該溶液中存在的各離子濃度大小關系為_____。

（3）物質(zhì)的量之比為1：1的NaCN和HCN的混合溶液，其pH＞7，該溶液中離子濃度從大到小的順序為_____。

（4）工業(yè)中常將BaSO4轉化為BaCO3后，再將其制成可溶性的鋇鹽（如BaCl2）。具體做法是用飽和的純堿溶液浸泡BaSO4粉末，并不斷補充純堿，最后BaSO4轉化為BaCO3�，F(xiàn)有足量BaSO4懸濁液，在該懸濁液中加純堿粉末并不斷攪拌，為使SO42－物質(zhì)的量濃度不小于0.01molL﹣1，則溶液中CO32－物質(zhì)的量濃度最少應為_____。

Answer 1

【答案】 HCN B 中性 c（NH4+）=c（CH3COO﹣）＞c（H+）=c（OH﹣） c（Na+）＞c（CN﹣）＞c（OH﹣）＞c（H+） 0.26 molL﹣1

【解析】(1)對于一元弱酸，電離平衡常數(shù)越大則酸性越強，反之則酸性越弱，HCN的電離平衡常數(shù)最小，則酸性最弱；根據(jù)醋酸的電離平衡：CH3COOHCH3COO-+H+。A、升高溫度，電離程度增大，電離平衡常數(shù)增大，故A錯誤；B．加水稀釋，電離程度增大，電離平衡常數(shù)不變，故B正確；C．加少量的CH3COONa固體，電離出的醋酸根對醋酸的電離平衡起抑制作用，電離程度減小，電離平衡常數(shù)不變，故C錯誤；D．加少量冰醋酸，則醋酸濃度增大，根據(jù)越稀越電離的事實，則電離程度減小，平衡常數(shù)不變，故D錯誤；故答案為：HCN；B；

(2)醋酸銨溶液中，醋酸水解顯堿性，銨根離子水解顯酸性，CH3COOH與NH3H2O的電離平衡常數(shù)相等，CH3COO-和NH4+在相等濃度時的水解程度相同，酸性和堿性程度相當，溶液顯中性，即c(H+)=c(OH-)，根據(jù)電荷守恒：c(NH4+)+c(H+)=c(Cl-)＞c(H+)=c(OH-)，c(H+)+c(NH4+)=c(Cl-)+c(OH-)，得出c(NH4+)=c(Cl-)并且大于水解生成的c(H+)、c(OH-)，即c(NH4+)=c(CH3COO-)＞c(H+)=c(OH-)；故答案為：中性；c(NH4+)=c(CH3COO-)＞c(H+)=c(OH-)；

(3)物質(zhì)的量之比為1：1的NaCN和HCN的混合溶液，其pH＞7，說明CN-的水解程度大于HCN的電離程度，導致溶液c(OH-)＞c(H+)，呈堿性，根據(jù)電荷守恒知，c(OH-)+c(CN-)=c(H+)+c(Na+)，所以c(CN-)＜c(Na+)，所以各離子濃度大小順序是c(Na+)＞c(CN-)＞c(OH-)＞c(H+)，故答案為：c(Na+)＞c(CN-)＞c(OH-)＞c(H+)；

(4)SO42-物質(zhì)的量濃度為0.01molL-1時，鋇離子的濃度為：c(Ba2+)=mol/L=1×10-8mol/L，若使SO42-物質(zhì)的量濃度不小于0.01molL-1，則鋇離子濃度應該大于1×10-8mol/L；當c(Ba2+)=1×10-8mol/L時，則溶液中c(CO32-)=mol/L=0.26mol/L，所以當c(CO32-)≥0.26mol/L時，c(Ba2+)≤1×10-8mol/L，則c(SO42-)不小于0.01mol/L，故答案為：0.26molL-1。