Question

（1）水的電離平衡曲線如圖所示，若A點表示25 ℃時水的電離達平衡時的離子濃度，B點表示95 ℃時水的電離達平衡時的離子濃度。則95℃時0.1 mol·L^－1的NaOH溶液中，由水電離出的 c(H^＋)=          mol·L^－1，K_w(25 ℃)          K_w(95℃)(填“>”、“<”或“＝”)。25 ℃時，向水的電離平衡體系中加入少量NH₄Cl 固體，對水的電離平衡的影響是          (填“促進”、“抑制”或“不影響”)。

（2）25℃時，在0.1L 0.2 mol·L^-1的HA溶液中，有0.001mol的HA電離成離子，則該溶液的pH=           ，電離度為             。
（3）電離平衡常數是衡量弱電解質電離程度強弱的量（已知如表數據）。向NaCN溶液中通入少量CO₂，所發生反應的化學方程式為                          。

化學式	電離平衡常數(25 ℃)
HCN	K＝4.9×10－10
H2CO3	K1＝4.3×10－7、K2＝5.6×10－11

 

Answer 1

（1）1×10^－11、 < 、 促進 （2） 2 、 5%     （3）NaCN＋H₂O＋CO₂=HCN＋NaHCO₃

解析試題分析：（1）由圖中曲線可知，25℃時水的離子積K_w = c(H^＋) × c(OH^-)=10^－14 ，95℃時水的離子積K_w = c(H^＋) × c(OH^-)=10^－12 ，K_w(25 ℃)> K_w(95℃)，且95℃的氫氧化鈉溶液中，當c(OH^-)="0.1" mol·L^－1 時，由水電離的c(H^＋) =10^－12 /0.1 mol·L^－1 =10^－11 ；往水中加水解的鹽，將促進水的電離。
（2）因為HA為一元酸，所以有0.001molHA電離，則C(H⁺)="0.001mol÷0.1L=0.01" mol/L，所以pH=-lgC(H⁺)=2，電離度α=n電離/n總="0.001" mol÷(0.1L×0.2 mol/L) ×100%=5%。
（3）電離平衡常數是衡量弱電解質電離程度強弱的量，所以酸的電離常數越大，則說明該酸酸性越強。所以從右表數據可知，酸性比較：H₂CO₃ >HCN>HCO₃^- ，所以根據強酸制弱酸原理，往NaCN溶液中通入少量CO₂ 發生的化學方程式為NaCN＋H₂O＋CO₂=HCN＋NaHCO₃ 。
考點：本題主要考查的是水的離子積常數的影響因素。