题目内容
【题目】电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量.已知如表数据.
化学式 | 电离平衡常数(25℃) |
HCN | K=4.9×10﹣10 |
CH3COOH | K=1.8×10﹣5 |
H2CO3 | K1=4.3×10﹣7、K2=5.6×10﹣11 |
(1)25℃时,有等浓度的NaCN溶液、Na2CO3溶液、CH3COONa溶液,三种溶液的pH由大到小的顺序为 .
(2)25℃时,pH=3的CH3COOH溶液和pH=11的NaOH溶液混合,若所得溶液显酸性,则c(Na+)c(CH3COO﹣)(填“>”、“<”或“=”).
(3)NaCN溶液中通入少量CO2 , 所发生反应的化学方程式为
(4)25℃时,pH=8的CH3COONa溶液中,c(Na+)﹣c(CH3COO﹣)= .
【答案】
(1)Na2CO3溶液>NaCN溶液>CH3COONa溶液
(2)>
(3)NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3
(4)9.9×10﹣7mol/L
【解析】解:(1)依据图表数据分析,醋酸电离常数大于氰酸大于碳酸氢根离子,所以等浓度的NaCN溶液、Na2CO3溶液、CH3COONa溶液水解程度等浓度的Na2CO3溶液>NaCN溶液>CH3COONa溶液,溶液pH为Na2CO3溶液的>NaCN溶液的>CH3COONa溶液的; 故答案为:Na2CO3溶液>NaCN溶液>CH3COONa溶液;(2)等浓度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等体积混合,所得溶液显碱性,c(H+)<c(OH﹣)依据溶液中电荷守恒c(H+)+c(Na+)=c(OH﹣)+c(CH3COO﹣),c(Na+)>c(CH3COO﹣);
故答案为:>;(3)向NaCN溶液中通入少量CO2 , H2CO3酸性大于HCN大于HCO3﹣ , 所以反应生成氰酸和碳酸氢钠,不能生成二氧化碳,反应的化学方程式为:NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3;
故答案为:NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3;(4)25℃时,pH=8的CH3COONa溶液中,c(H+)=10﹣8mol/L,c(OH﹣)= =10﹣6mol/L,溶液中存在电荷守恒:c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO﹣)+c(OH﹣)
c(Na+)﹣c(CH3COO﹣)=c(OH﹣)﹣c(H+)=10﹣6mol/L﹣10﹣8mol/L=9.9×10﹣7 mol/L,
故答案为:9.9×10﹣7 mol/L.
(1)酸的电离常数意义分析判断,越易电离得算对应盐水解程度越小(2)溶液中电荷守恒计算分析;(3)电离常数大小分析反应生成产物,电离平衡常数比较可知酸性:H2CO3>HCN>HCO3﹣ , 所以反应生成氰酸和碳酸氢钠,;(4)电解质溶液中电荷守恒计算,PH=8溶液显碱性;
【题目】将物质X逐渐加入(或滴入)Y溶液中,其生成沉淀的量与加入X的物质的量关系如下图所示,符合图示情况的是( )
A | B | C | D | |
X | CO2 | HCl | NaOH | AlCl3 |
Y | Ca(OH)2 | NaAlO2 | AlCl3 | NaOH |
A.A
B.B
C.C
D.D