25℃时.几种弱酸溶液的pH如下表所示:弱酸CH3COOHH2SO3HCN物质的量浓度mol/L0.010.010.01pH3.42.35.6(1)25℃时.Na2SO3溶液的pH (填“＞ .“＜ “或“= )7.其原因是．(2)图1是常温下.相同pH的CH3COOH和HCN溶液分别加水稀释时溶液的pH随溶液体积变化的曲线．①图1中曲线表示加水稀释HCN溶液时pH� 题目和参考答案——青夏教育精英家教网—

题目内容

25℃时，几种弱酸溶液的pH如下表所示：

弱酸	CH₃COOH	H₂SO₃	HCN
物质的量浓度mol/L	0.01	0.01	0.01
pH	3.4	2.3	5.6

（1）25℃时，Na₂SO₃溶液的pH______（填“＞”、“＜”“或“=”）7，其原因是______（用离子方程式表示）．
（2）图1是常温下，相同pH的CH₃COOH和HCN溶液分别加水稀释时溶液的pH随溶液体积变化的曲线．
①图1中曲线______（填“Ⅰ”或“Ⅱ”）表示加水稀释HCN溶液时pH的变化．
②下列操作能使CH₃COOH的电离程度与

同时增大的是______．
A．加水稀释溶液 B．升高溶液温度 C．加入少量NaHSO₄固体 D．加入少量CH₃COONa固体
③在图2中分别画出常温下CH₃COONa溶液和NaCN溶液中由水电离出的c（OH^-）与其盐浓度的变化曲线．
（3）常温下，物质的量浓度相同的CH₃COONa溶液和NaCN溶液中，CH₃COONa溶液中各离子浓度之和______（填“＞”、“＜”或“=”）NaCN溶液中各离子浓度之和．
（4）已知：HCN（aq）

H⁺（aq）+CN^-（aq）△H=+43.5kJ?mol^-1
H⁺（aq）+OH^-（aq）=H₂O（1）△H=-57.3kJ?mol^-1则NaCN在溶液中发生水解的热化学方程式：
CN^-（aq）+H₂O（1）

HCN（aq）+OH^-（aq）的△H=______．该反应25℃时的平衡常数K=______．
（需填具体数值，已知10^-5.6=2.5×10^-6）

【答案】分析：（1）根据0.01mol/L亚硫酸的pH可知其为弱酸，则利用亚硫酸根离子的水解来分析溶液的pH；
（2）①由表格中的数据分析酸性的强弱，因加水促进弱电解质的电离，酸性较强的酸浓度变化大；
②根据影响醋酸电离平衡移动的因素来分析；
③根据盐类水解的规律可知，酸越弱，水解程度越大，盐的浓度大，水解生成的氢氧根离子的浓度大；
（3）水解程度大的溶液中的氢离子浓度小，然后根据电荷守恒及离子的物质的量浓度来分析；
（4）利用盖斯定律来计算反应热，并利用化学反应及平衡常数与电离常数与Kw的关系来计算水解平衡常数．
解答：解：（1）25℃时，0.01mol/L亚硫酸的pH=2.3，则亚硫酸为弱酸，即亚硫酸钠为强碱弱酸盐，由SO₃^2-+H₂O

HSO₃^-+OH^-可知溶液显碱性，pH＞7，
故答案为：＞；SO₃^2-+H₂O

HSO₃^-+OH^-；
（2）①由表格中的数据可知，相同浓度的CH₃COOH和HCN溶液，HCN的pH大，则HCN的酸性更弱，相同pH的CH₃COOH和HCN溶液分别加水稀释时，醋酸的氢离子
浓度变化大于HCN中氢离子的浓度变化，则醋酸的pH变化大，所以曲线Ⅱ表示加水稀释HCN溶液时pH的变化，故答案为：Ⅱ；
②由CH₃COOH

H⁺+CH₃COO^-，加水稀释，促进电离，电离平衡正向移动，电离程度增大，

增大，故A正确；
因弱电解质的电离是吸热的，则升高温度，电离平衡正向移动，电离程度增大，

增大，故B正确；
加入少量NaHSO₄固体，H⁺的浓度增大，电离平衡逆向移动，电离程度减小，故C错误；
加入少量CH₃COONa固体，CH₃COO^-的浓度增大，电离平衡逆向移动，电离程度减小，故C错误；
故答案为：AB；
③由表格中的数据可知，酸性CH₃COOH＞HCN，CH₃COONa溶液和NaCN溶液中都水解生成OH^-，但相同浓度的盐时，NaCN溶液水解生成的OH^-离子浓度大，
且盐的浓度越大，水解生成的OH^-离子浓度也就越大，故答案为：

；
（3）物质的量浓度相同的CH₃COONa溶液和NaCN溶液中，由电荷守恒可知CH₃COONa溶液中存在c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CH₃COO^-）+c（OH^-），
NaCN溶液中存在c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CN^-）+c（OH^-），则两溶液中的离子浓度之和的比较即为2c（Na⁺）+2c（H⁺）的比较，
等物质的量浓度时，NaCN溶液水解生成的OH^-离子浓度大，则2c（H⁺）就小，所以CH₃COONa溶液中各离子浓度之和大，故答案为：＞；
（4）HCN（aq）

H⁺（aq）+CN^-（aq）△H=+43.5kJ?mol^-1①，
H⁺（aq）+OH^-（aq）=H₂O（1）△H=-57.3kJ?mol^-1②，
由盖斯定律可知反应CN^-（aq）+H₂O（1）

HCN（aq）+OH^-（aq）可由-①+（-②）得到，则反应热
△H═-（+43.5kJ?mol^-1）+57.3kJ?mol^-1=+13.8 kJ/mol，K=

×Kw=

×10^-14=1.6×10^-5，
故答案为：+13.8 kJ/mol；1.6×10^-5．
点评：本题较难，考查的知识点较多，将电离与水解有机的结合在一起，并利用反应的关系计算反应热和水解平衡常数，较好的训练学生分析、计算、图象处理的综合能力．

练习册系列答案

中华活页文选初中文言文精讲精练系列答案

难溶物	K_sp
Ca₃（AsO₄）₂	6.8×10^-19
CaSO₄	9.1×10^-6
FeAsO₄	5.7×10^-21

表2．工厂污染物排放浓度及允许排放标准

污染物	H₂SO₄	As
废水浓度	29.4g/L	1.6g?L^-1
排放标准	pH 6～9	0.5mg?L^-1

（1）该硫酸工厂排放的废水中硫酸的物质的量浓度c（H₂SO₄）=

mol?L^-1．
（2）若酸性废水中Fe³⁺的浓度为1.0×10^-4mol?L^-1，c（AsO₄^3-）=

mol?L^-1．
（3）工厂排放出的酸性废水中的三价砷（H₃AsO₃弱酸）不易沉降，可投入MnO₂先将其氧化成五价砷（H₃AsO₄弱酸），MnO₂被还原为Mn²⁺，反应的离子方程式为

．
（4）在处理含砷废水时采用分段式，先向废水中投入生石灰调节pH到2，再投入生石灰将pH调节到8左右使五价砷以Ca₃（AsO₄）₂形式沉降．
①将pH调节到2时废水中有大量沉淀产生，沉淀主要成分的化学式为

；
②Ca₃（AsO₄）₂在pH调节到8左右才开始沉淀，原因为

．
③砷酸（H₃AsO₄）分步电离的平衡常数（25℃）为：K₁=5.6×10^-3K₂=1.7×10^-7K₃=4.0×10^-12，
第三步电离的平衡常数的表达式为K₃=

．Na₃AsO₄的第一步水解的离子方程式为：AsO₄^3-+H₂O?HAsO₄^2-+OH^-，该步水解的平衡常数（25℃）为：

（保留两位有效数字）．

某硫酸工厂的酸性废水中砷（As）元素含量极高，为控制砷的排放，采用化学沉降法处理含砷废水，工艺流程如下：

相关数据如下表，请回答以下问题：

表1．几种盐的K_sp

难溶物	K_sp
Ca₃(AsO₄)₂	6.8×10^－¹⁹
CaSO₄	9.1×10^－⁶
FeAsO₄	5.7×10^－²¹

表2．工厂污染物排放浓度及允许排放标准

污染物	H₂SO₄	As
废水浓度	29.4g/L	1.6g·L^－¹
排放标准	pH 6～9	0.5mg·L^－¹

（1）该硫酸工厂排放的废水中硫酸的物质的量浓度c(H₂SO₄)= mol·L^－¹。

（2）若酸性废水中Fe³⁺的浓度为1.0×10^－⁴mol·L^－¹，c(AsO₄³^－)= mol·L^－¹。

（3）工厂排放出的酸性废水中的三价砷（H₃AsO₃弱酸）不易沉降，可投入MnO₂先将其氧化成五价砷（H₃AsO₄弱酸），MnO₂被还原为Mn²^＋，反应的离子方程式为。

（4）在处理含砷废水时采用分段式，先向废水中投入生石灰调节pH到2，再投入生石灰将pH调节到8左右使五价砷以Ca₃(AsO₄)₂形式沉降。

①将pH调节到2时废水中有大量沉淀产生，沉淀主要成分的化学式为；

②Ca₃(AsO₄)₂在pH调节到8左右才开始沉淀，原因为

。

③砷酸（H₃AsO₄）分步电离的平衡常数(25℃)为：K₁=5.6×10^－³K₂=1.7×10^－⁷K₃=4.0×10^－¹²，第三步电离的平衡常数的表达式为K₃= 。Na₃AsO₄的第一步水解的离子方程式为：AsO₄³^－+H₂OHAsO₄²^－+OH^－，该步水解的平衡常数（25℃）为：（保留两位有效数字）。

试题分类