Question

【題目】q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×l0-7，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. 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(mol/L)	NaOH物質(zhì)的量濃度(mol/L)	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”)。混合溶液中離子濃度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-)=___mol/L。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-)=____mol/L。

（5）已知在100℃時，水的離子積為1×10-12，此時將pH=11 的NaOH溶液V1 L與pH=2的H2SO4溶液V2L均勻混合后，若所得混合溶液的pH=10，則V1:V2為_________。

（6）HA為弱酸，在室溫下，用蒸餾水稀釋0.01 mol/L HA溶液時，下列呈減小趨勢的是____。

A.c(H+)/c(A-) B.c(HA)/c(A-)

C.溶液中c(H+)和c(OH-)的乘積 D.溶液中c(A-)·c(HA)的值 E.水的電離程度

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)mol/L 2:9 BD

【解析】（1）電離平衡常數(shù)，CH3COOH＞H2CO3＞HCN，等濃度的NaCN溶液、Na2CO3溶液、CH3COONa溶液水解程度為：Na2CO3溶液＞NaCN溶液＞CH3COONa溶液，故溶液的pH為：Na2CO3＞NaCN＞CH3COONa，故答案為：b＞a＞c；（2）NaCN和少量CO2反應(yīng)生成NaHCO3、HCN，反應(yīng)方程式為：NaCN+CO2+H2O=NaHCO3+HCN；（3）將0.02mol/L的HCN與0.01mol/L 的NaOH溶液等體積混合，溶液中的溶質(zhì)是物質(zhì)的量濃度都為0.005molL-1的NaCN、HCN，測得c（Na+）＞c（CN-），根據(jù)電荷守恒可知：c（H+）＜c（OH-），溶液呈堿性，所以HCN的濃度為0.005molL-1，CN-的濃度小于0.005molL-1，A．根據(jù)分析可知，溶液呈堿性，c（H+）＜c（OH-），選項A錯誤；B．混合液呈堿性，則c（H+）＜c（OH-），選項B正確；C．氫氧根離子濃度較小，c（CN-）遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于c（OH-），選項C錯誤；D．根據(jù)物料守恒可知：c（HCN）+c（CN-）=0.01mol/L，選項D正確；答案選BD；（4）①從a組情況分析，等體積等濃度混合，恰好生成正鹽，pH=9，則生成強堿弱酸鹽，所以HA為弱酸；②若酸為強酸，等體積等濃度混合時pH=7；而HA為弱酸，等體積等濃度混合溶液的pH大于7，則為保證pH=7，應(yīng)使酸濃度大于0.2mol/L；由電荷守恒可知c（Na+）+c（H+）=c（A-）+c（OH-），c（H+）=c（OH-），則c（A-）=c（Na+）；③a組實驗所得混合溶液為NaA溶液，溶液pH=9，說明NaA為強堿弱酸鹽，溶液中的氫氧根離子是水電離的，即水電離的溶液中的c（OH-）=10-5mol/L；由電荷守恒可知c（Na+）+c（H+）=c（A-）+c（OH-），c(Na+)-c(A-)= c（OH-）- c（H+）=10-5mol/L -10-9mol/L = (10-5-10-9)mol/L；（5）在100℃時，水的離子積為1×10-12，此溫度下將pH=11的NaOH溶液中c（OH-）=0.1mol/L，pH=2的H2SO4溶液c（H+）=0.01mol/L，若所得混合溶液的pH=10，則反應(yīng)后的溶液的c（OH-）==0.01（mol/L），則c（OH-）==0.01mol/L，解得：V1：V2=2：9；（6）A．加水稀釋，c（A-）、c（H+）都減小，由于水也電離出氫離子，所以c（H+）減小的程度小，則 會增大，選項A錯誤；B．加水稀釋，促進(jìn)電離，則n（A-）增大，n（HA）減小，所以 減小，選項B正確；C．溶液中c（H+）和c（OH-）的乘積為常數(shù)，溫度不變，則 c（H+）和c（OH-）的乘積不變，選項C錯誤；D．加水稀釋，溶液的體積增大，c（A-）與c（HA）均減小，所以溶液中c（A-）c（HA）的值減小，選項D正確；E．加水稀釋，溶液的體積增大，c（H+）減小，對水的電離的抑制程度減小，所以水的電離程度增大，選項E錯誤；故答案為：BD。