Question

【題目】描述弱電解質電離情況可以用電離度和電離平衡常數表示，下表是常溫下幾種弱酸的電離平衡常數(Ka)和弱堿的電離平衡常數(Kb)

酸或堿	電離平衡常數(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

下表是常溫下幾種難(微)溶物的溶度積常數(Ksp)：

難(微)溶物	溶度積常數(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：

(l)寫出HCN的電離方程式：___________，HClO的電子式__________。

(2)表中所給的四種酸中，酸性最強的是__________(用化學式表示)。下列能使醋酸溶液中CH3COOH的電離程度增大且電離常數改變的操作是__________(填字母序號)。

A.加少量冰酷酸 B.降低溫度 C.加水稀釋 D.升高溫度 E.加少量的CH3COONa固體

(3)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是__________。

(4)工業中常將BaSO4轉化為BaCO3后，再將其制成各種可溶性的鋇鹽(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－物質的量濃度不小于0.02 mol·L－1，則溶液中CO32－物質的量濃度應≥__________mol·L－1。

Answer 1

【答案】HCNH++CN- HNO2 D 中性 c()=c(CH3COO-)> c(H+)= c(OH-) 0.52

【解析】

（1）由表可知，HCN為弱酸，其電離方程式為：HCNH++CN-；HClO為共價化合物，其電子式為：；

（2）電離平衡常數越大，酸的酸性越強，由表中數據可知，酸性最強的是：HNO2；要使電離平衡常數該變，則溫度必須該變，弱電解質的電離為吸熱過程，因此升高溫度可增加電離程度，故答案為：D；

（3）CH3COOH的酸性與NH3H2O的堿性相同，因此CH3COONH4的水溶液呈中性；因微粒水解較為微弱，且CH3COO-與水解程度相同，故溶液中離子濃度大小關系為：c()=c(CH3COO-)> c(H+)= c(OH-)；

（4）該過程涉及反應：，該反應的平衡常數，當溶液中濃度不低于0.02mol/L，則。