Question

【題目】I：電離平衡常數是衡量弱電解質電離程度的量。已知如下表數據（25 ℃）：

化學式	電離平衡常數
HCN	K＝4.9×10－10
CH3COOH	K＝1.8×10－5
H2CO3	K1＝4.4×10－7，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，所發生反應的離子方程式為__________；

（3）現有濃度為0.02 mol/L的HCN與0.01mol/L NaOH等體積混合后，測得c(Na+)>c(CN-)，下列關系正確的是____（填標號）。

A．c(H+)>c(OH-) B．c(H+)<c(OH-)

C．c(H+)+c(HCN) = c(OH-) D．c(HCN)+ c(CN-)=0.01mol/L

（4）已知NaHCO3溶液呈堿性，原因是____（用離子方程式表示）；請寫出該溶液中各離子濃度的大小_____________，電荷守恒表達式_________；

II：按要求填空：

（1）在配制氯化鐵溶液時，為了防止發生水解，可以加入少量的____________。

（2）濃的Al2(SO4)3溶液和濃的小蘇打(NaHCO3)溶液混合可用于滅火，請用離子反應方程式表示滅火的原理_______；

（3）將25℃下pH＝12的NaOH溶液aL與pH=1的HCl溶液b L混合，若所得混合液為中性，則a:b=_____。(溶液體積變化忽略不計)。

Answer 1

【答案】B>A>C CNˉ+CO+ H2O = HCO3ˉ+HCN B、D HCO3ˉ+ H2OH2CO3+OHˉ c（Na+）＞c（HCO3-）＞c（OH-）＞c（H+）＞c（CO32-） c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（HCO3-）+2c（CO32-） 稀鹽酸 Al3+ + 3HCO3ˉ = Al（OH）3 ↓+3CO↑ 10:1

【解析】

根據弱電解質的電離平衡常數及水解原理比較溶液的酸堿性；根據電荷守恒物料守恒等規律比較溶液中離子濃度大小；根據pH的表達式進行相關計算。

（1）電離平衡常數，CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO3-，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）因為HCN的K＝4.9×10－10大于H2CO3的K2＝4.7×10－11，所以NaCN和少量CO2反應生成NaHCO3、HCN，反應的離子方程式為：CN-+CO2+H2O=HCO3-+HCN；

（3）將0.02mol/L的HCN與0.01mol/L的NaOH溶液等體積混合，溶液中的溶質是物質的量濃度都為0.005molL-1的NaCN、HCN，測得c（Na+）＞c（CN-），根據電荷守恒可知：c（H+）＜c（OH-），溶液呈堿性；

A．根據分析可知，溶液呈堿性，c（H+）＜c（OH-），故A錯誤；

B．混合液呈堿性，則c（H+）＜c（OH-），故B正確；

C．溶液中含有等物質的量的NaCN和HCN，溶液呈堿性，則CN-的水解程度大于HCN的電離程度，所以c(HCN)>c(OH-)，故C錯誤；

D．根據物料守恒可知：c（HCN）+c（CN-）=0.01mol/L，故D正確，故答案為：BD；

（4）NaHCO3溶液呈堿性，是因為HCO3-水解程度大于電離程度，水解的離子方程式為：HCO3ˉ+ H2OH2CO3+OHˉ；碳酸氫鈉完全電離，碳酸氫根水解程度大于電離程度，所以溶液中各離子濃度的大小為：c（Na+）＞c（HCO3-）＞c（OH-）＞c（H+）＞c（CO32-）；電荷守恒表達式 c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（HCO3-）+2c（CO32-）；

II（1）FeCl3為強酸弱堿鹽，Fe3+離子水解使溶液呈酸性，水解方程式為Fe3++3H2OFe（OH）3+3H+，在配制FeCl3的溶液時，滴加少量稀鹽酸，抑制Fe3+水解，故答案為：稀鹽酸；

（2）濃的Al2(SO4)3溶液和濃的小蘇打(NaHCO3)溶液混合后發生水解反應且相互促進，使得反應進行到底，離子反應方程式為Al3+ + 3HCO3ˉ = Al（OH）3 ↓+3CO↑；

（3）氫氧化鈉和鹽酸都屬于強電解質，完全電離，且1:1反應時溶液呈中性，則a××b，則a:b=10:1。