Question

【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-)=___________。

Answer 1

【答案】Na2CO3溶液>NaCN溶液>CH3COONa溶液 < NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3 9.9x10-7 mol/L

【解析】

(1)根据酸的电离常数进行分析判断，电离常数越大，对应盐的水解程度越小，溶液的pH越小；

(2)根据溶液中电荷守恒分析比较；

(3)根据电离平衡常数H2CO3>HCN>HCO3-，结合复分解反应的规律书写方程式；

(4)根据溶液的pH可计算溶液中c(H+)、c(OH-)，然后结合电荷守恒计算。

(1)根据图表数据分析，电离常数：CH3COOH>HCN>HCO3-，酸的电离平衡常数越小，其形成的钠盐越容易水解，溶液的碱性就越强。所以等浓度的NaCN溶液、Na2CO3溶液、CH3COONa溶液水解程度为：Na2CO3溶液>NaCN溶液>CH3COONa溶液；

(2)25 ℃时，pH=3的CH3COOH溶液和pH=11的NaOH溶液混合，在该混合溶液中存在电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)，若所得溶液显酸性，则c(H+)>c(OH-)，所以c(Na+)<c(CH3COO-)；

(3)根据表格中的电离平衡常数H2CO3>HCN>HCO3-，可知向NaCN溶液中通入少量CO2，所发生反应的化学方程式为NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3；

(4)CH3COONa溶液溶液的pH=8，则溶液中c(H+)=10-8mol/L，c(OH-)==10-6mol/L，在该混合溶液中存在电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)，则c(Na＋)-c(CH3COO-)= c(OH-)-c(H+)=10-6mol/L-10-8mol/L=9.9×10-7 mol/L。