题目内容

在25°C时，0.1mol/L的HNO2、HCOOH、HCN、H2CO3的溶液，它们的电离平衡常数分别为4.6×10-4、1.8×10-4、4.9×10-10、K1=4.3×10-7和K2=5.6×10-11，其中氢离子浓度最小的是（　　）
分析：相同温度相同浓度的酸溶液中，酸的电离常数越大，则该酸的酸性越强，酸溶液中氢离子浓度越大．
解答：解：相同温度相同浓度的酸溶液中，酸的电离常数越大，则该酸的酸性越强，酸溶液中氢离子浓度越大，根据电离平衡常数知，酸的酸性强弱顺序是HNO2＞HCOOH＞H2CO3＞HCN＞HCO3-，酸的电离常数越小，则酸中氢离子浓度越小，所以氢离子浓度最小的酸是HCN，
故选C．
点评：本题考查了酸性强弱的判断，明确酸性强弱与电离平衡常数的关系是解本题关键，注意酸性越弱的酸其酸根离子的水解程度越大，为易错点．
练习册系列答案
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下列说法中正确的是（　　）
（2011?大同模拟）运用化学反应原理研究氮、硫、氯、碘等单质及其化合物的反应有重要意义．
（1）硫酸生产中，SO2催化氧化生成SO3：2SO2（g）+O2（g）?2SO3（g），混合体系中SO3的百分含量和温度的关系如下图所示（曲线上任何一点都表示平衡状态）．根据图示回答下列问题：

①2SO2（g）+O2（g）?2SO3（g）的△H
＜
＜
0（填“＞”或“＜”）；若在恒温、恒压条件下向上述平衡体系中通入氦气，平衡
向左
向左
移动（填“向左”、“向右”或“不”）；
②若温度为T1、T2，反应的平衡常数分别为K1、K2，则K1
＞
＞
K2；若反应进行到状态D时，v正
＞
＞
v逆（填“＞”、“＜”或“=”）
（2）氮是地球上含量丰富的一种元素，氮及其化合物在工农业生产、生活中有着重要作用．
①右图是一定的温度和压强下是N2和H2反应生成1molNH3过程中能量变化示意图，请写出工业合成氨的热化学反应方程式：
N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）△H=-2（b-a）kJ?mol-1
N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）△H=-2（b-a）kJ?mol-1
．（△H的数值用含字母a、b的代数式表示）
②氨气溶于水得到氨水．在25℃下，将a mol?L-1的氨水与b mol?L-1的盐酸等体积混合，反应后溶液中显中性，则c（NH+4）
=
=
c（Cl-）（填“＞”、“＜”或“=”）；用含a和b的代数式表示出氨水的电离平衡常数表达式
10-7b
a-b
10-7b
a-b
．
（3）海水中含有大量的元素，常量元素如氯、微量元素如碘在海水中均以化合态存在．在25℃下，向0.1mol?L-1的NaCl溶液中逐滴加入适量的0.1mol?L-1硝酸银溶液，有白色沉淀生成．从沉淀溶解平衡的角度解释产生沉淀的原因是
离子积Qc大于溶度积Ksp（AgCl）
离子积Qc大于溶度积Ksp（AgCl）
，向反应后的浊液中，继续加入0.1mol?L-1的NaI溶液，看到的现象是
白色沉淀转化为黄色沉淀
白色沉淀转化为黄色沉淀
，产生该现象的原因是（用离子方程式表示）
AgCl（s）+I-═AgI（s）+Cl-
AgCl（s）+I-═AgI（s）+Cl-
．
（已知25°C时Ksp[AgCl]=1.0×10-14mol2?L-2，Ksp[AgI]=1.5×10-16mol2?L-2）
（1）在25°C时，已知0.1mol/LHCN溶液的PH=4，0.1mol/LNaCN溶液的pH=12．现将0.2mol/L的HCN溶液和0.1mol/L的NaOH溶液等体积混合后，溶液中各种离子的浓度有大到小的关系为
C（Na+）＞C（CN-）＞C（OH-）＞C（H+）
C（Na+）＞C（CN-）＞C（OH-）＞C（H+）
．
（2）常温下，将0.01molNH4Cl和0.002molNaOH溶于水，配制成0.5L混合溶液．试回答（填写数据）：
①溶液中c（NH
 
+
4
）+c（NH3?H2O）一定等于
0.02mol/L
0.02mol/L

②溶液中n（OH-）+n（Cl-）-n（NH+4）=
n（Na+）+n（H+）
n（Na+）+n（H+）
．
下列说法中正确的是（　　）

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