Question

【題目】電解質水溶液中存在電離平衡、水解平衡、溶解平衡，請回答下列問題。

（1）已知部分弱酸的電離常數如表：

弱酸	CH3COOH	HCN	H2CO3
電離常數(25℃)	Ka= 1.8×10-5	Ka=4.3×l0-10	Ka1=5.0×l0-7Ka2=5.6×l0-11

①0.1moI/LNaCN溶液和0.1mol/LNaHCO3溶液中，c(CN-)___c(HCO3-)(填“>”、“<”或“=”)。

②常溫下，物質的量濃度相同的三種溶液：A．CH3COONa B．NaCN C．Na2CO3，其pH由大到小的順序是___(填編號)。

③將少量CO2通入NaCN溶液，反應的離子方程式是_____。

④室溫下，－定濃度的CH3COONa溶液pH=9，用離子方程式表示溶液呈堿性的原因是_____，溶液中c(CH3COO-)/c(CH3COOH)=____。

（2）某溫度下，pH=3的鹽酸中[OH-]=10-9mol/L。該溫度下， pH=2的H2SO4與pH=11的NaOH混合后pH變為9，則硫酸與氫氧化鈉的體積比為____。

（3）室溫下，用0.100mol/L鹽酸溶液滴定20.00mL0.l00mol/L的某氨水溶液，滴定曲線如圖所示（橫坐標為鹽酸的體積）。

①d點所示的溶液中離子濃度由大到小的順序依次為______。

②b點所示的溶液中c(NH4+)－c(NH3·H2O)=_____(寫出準確數值)。

Answer 1

【答案】< CBA CN－+CO2+H2O=HCN+HCO3－ CH3COO－+H2OCH3COOH+OH－ l.8×104 9：1 c(C1－)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH－) 2(10-5－10-9)

【解析】

(1)①根據表格中數據可知，HCN電離出的H+小于H2CO3電離出H+能力，根據鹽類水解中越弱越水解，即CN-水解的能力強于HCO3-，因此等濃度的NaCN溶液和NaHCO3溶液中，c(CN-)＜c(HCO3-)；

②電離平衡常數越小，酸越弱，因此根據電離平衡常數可知，酸性強弱順序是CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO3－。酸越弱，相應的鈉鹽越容易水解，溶液的pH越大，則等物質的量濃度的A.CH3COONa、B.NaCN、C.Na2CO3的pH由大到小的順序為C＞B＞A，故答案為：CBA。

③HCN的電離平衡常數Ka=4.3×10-10，H2CO3的電離平衡常數是Ka1=5.0×10-7、Ka2=5.6×10-11，由此可知電離出H+能力強弱程度為H2CO3>HCN>HCO3-，所以NaCN溶液通入少量CO2的離子方程式是：CN－+CO2+H2O=HCN+HCO3－；

④CH3COONa是強堿弱酸鹽，醋酸根離子水解導致溶液呈堿性，水解離子反應方程式為CH3COO－+H2OCH3COOH+OH－，====l.8×104；

(2)該溫度下，pH=3，即c(H+)=10-3mol/L，而c(OH－)=10-9mol/L，則Kw=10-12，pH=11的NaOH溶液c(OH-)=0.1mol/L，pH=2的H2SO4溶液c(H+)=0.01mol/L，混合后pH變為9，設酸的體積為V1，堿的體積為V2，則混合溶液中c(OH-)=10-3mol/L==，V1：V2=9：1；

(3)①d點酸堿恰好完全反應生成氯化銨，氯化銨水解導致溶液呈酸性，c(H+)＞c(OH-)，結合電荷守恒可得c(NH4+)＜c(Cl－)，但其水解程度較小，d點所示的溶液中離子濃度由大到小的順序依次為c(Cl－)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH－)；

②b點溶液中存在電荷守恒c(NH4+)+c(H+)=c(OH－)+c(C1－)，存在物料守恒：c(NH3·H2O)+c(NH4+)=2c(C1－)，所以得到：2c(H+)+ c(NH4+)=2c(OH－)+ c(NH3·H2O)，則c(NH4+)－c(NH3·H2O)=2c(H+)－2c(OH－)；

(4)溶液中含S的微粒有H2SO3、HSO3-、SO32-，根據題中所給某微粒的物質的量分數隨溶液pH變化的圖像關系可得該微粒應為HSO3-，，在pH=1.91時，含HSO3-的物質的量分數為50%，此時可以近似認為c(H2SO3)=c(HSO3-)，則Ka1≈c(H+)，即pKa1=-lgKa1≈1.91。