Question

【題目】已知 25℃時部分弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)數(shù)據(jù)如表：

化學(xué)式	HSCN	CH3COOH	H2CO3	HClO
電離平衡常數(shù)	1.3×10﹣1	1.8×10﹣5	Ka1=4.3×10﹣1Ka2=5.6×10﹣1	3.0×10﹣8

回答下列問題：
（1）寫出碳酸的主要的電離方程式 ． 若將碳酸飽和溶液稀釋 10 倍，則稀釋后的溶液中 c（H+）原來的十分之一（填“大于”、“小于”或“等于”）．
（2）物質(zhì)的量濃度均為 0.1mol/L 的五種溶液：pH 由小到大的順序?yàn)?/span>（用編號填寫）．
a．CH3COONa b．Na2CO3 c．NaClO d．NaHCO3 e．NaSCN
（3）25℃時，將 20mL0.1molL﹣1CH COOH 溶液和 20mL0.1molL﹣1HSCN 溶液分別與 20mL0.1molL﹣1NaHCO 溶液混合，實(shí)驗(yàn)測得產(chǎn)生的氣體體積（V）隨時間（t）的變化如圖．

反應(yīng)初始階段兩種溶液產(chǎn)生 CO2氣體的速率存在明顯差異的原因是反應(yīng)結(jié)束后，假設(shè) NaHCO3完全反應(yīng)且氣體全部逸出，則所得兩溶液中，c（CH3COO）c（SCN）（填“＞”、“＜”或“=”）
（4）25℃時，CH3COONa 與 CH3COOH 的混合溶液，若測得 pH=8，則溶液中c（Na+）﹣c（CH3COO﹣）=mol/L（填代入數(shù)據(jù)后的計算式，不必算出具體數(shù)值）．
（5）向 NaClO 溶液中通入少量的 CO2 ， 發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為 ．

Answer 1

【答案】
（1）H2CO3?H++HCO3﹣,大于
（2）e＜a＜d＜c＜b
（3）HSCN的酸性比CH3COOH強(qiáng),其溶液中c（H+）較大,故其溶液與NaHCO3溶液的反應(yīng)速率快,＜
（4）10﹣6﹣10﹣8
（5）ClO﹣+CO2+H2O═HClO+HCO3﹣
【解析】解：（1）碳酸的主要的電離方程式為H2CO3H++HCO3﹣，碳酸溶液加水稀釋，促進(jìn)碳酸的電離，稀釋后的溶液中 c（H+） 大于原來的十分之一，

所以答案是：H2CO3H++HCO3﹣；大于；
（2）據(jù)弱酸的電離平衡常數(shù)可知，酸性HSCN＞CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO3﹣，酸性越弱，其酸根離子的水解程度越大，溶液pH越大，所以等物質(zhì)的量濃度的a．CH3COONa b．Na2CO3 c．NaClO d．NaHCO3 e．NaSCN溶液的pH由小到大的順序?yàn)閑＜a＜d＜c＜b，
所以答案是：e＜a＜d＜c＜b；
（3）由Ka（CH3COOH）=1.8×10﹣5和Ka（HSCN）=0.13可知，CH3COOH的酸性弱于HSCN的，即在相同濃度的情況下HSCN溶液中H+的濃度大于CH3COOH溶液中H+的濃度，濃度越大反應(yīng)速率越快；又酸越弱，反應(yīng)生成的相應(yīng)的鈉鹽越易水解，即c（CH3COO﹣）＜c（SCN﹣），

所以答案是：HSCN的酸性比CH3COOH強(qiáng)，其溶液中c（H+）較大，故其溶液與NaHCO3溶液的反應(yīng)速率快；＜；
（4）CH3COOH與CH3COONa的混合溶液中，存在電荷守恒：c（Na+）+c（H+）=c（OH﹣）+c（CH3COO﹣），所以c（CH3COO﹣）﹣c（Na+）=c（H+）﹣c（OH﹣）=10﹣6mol/L﹣10﹣8mol/L，

所以答案是：10﹣6﹣10﹣8；（5）酸性強(qiáng)弱HClO＞HCO3﹣，根據(jù)強(qiáng)酸制取弱酸知，二者反應(yīng)生成碳酸氫鈉和次氯酸，離子方程式為ClO﹣+CO2+H2O═HClO+HCO3﹣，

所以答案是：ClO﹣+CO2+H2O═HClO+HCO3﹣．
【考點(diǎn)精析】根據(jù)題目的已知條件，利用弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡的相關(guān)知識可以得到問題的答案，需要掌握當(dāng)弱電解質(zhì)分子離解成離子的速率等于結(jié)合成分子的速率時，弱電解質(zhì)的電離就處于電離平衡狀態(tài)；電離平衡是化學(xué)平衡的一種，同樣具有化學(xué)平衡的特征．條件改變時平衡移動的規(guī)律符合勒沙特列原理．