Question

【题目】描述弱电解质电离情况可以用电离度和电离平衡常数表示，下表是常温下几种弱酸的电离平衡常数(Ka)和弱碱的电离平衡常数(Kb)

酸或碱	电离平衡常数(Ka或Kb)
CH3COOH	1.8×10-5
HNO2	4.6×10-4
HCN	5×10-10
HClO	3×10-8
NH3H2O	1.8×10-5

下表是常温下几种难(微)溶物的溶度积常数(Ksp)：

难(微)溶物	溶度积常数(Ksp)
BaSO4	1×10-10
BaCO3	2.6×10-9
CaSO4	7×10-5
CaCO3	5×10-9

请回答下列问题：

(l)写出HCN的电离方程式：___________，HClO的电子式__________。

(2)表中所给的四种酸中，酸性最强的是__________(用化学式表示)。下列能使醋酸溶液中CH3COOH的电离程度增大且电离常数改变的操作是__________(填字母序号)。

A.加少量冰酷酸 B.降低温度 C.加水稀释 D.升高温度 E.加少量的CH3COONa固体

(3)CH3COONH4的水溶液呈__________(选填“酸性”、“中性”或“碱性”)，该溶液中存在的各离子浓度大小关系是__________。

(4)工业中常将BaSO4转化为BaCO3后，再将其制成各种可溶性的钡盐(如BaCl2)。具体做法是用饱和的纯碱溶液浸泡BaSO4粉末，并不断补充纯碱，最后BaSO4转化为BaCO3。现有足量BasO4悬浊液，在该悬浊液中加纯碱粉末并不断搅拌，为使SO42－物质的量浓度不小于0.02 mol·L－1，则溶液中CO32－物质的量浓度应≥__________mol·L－1。

Answer 1

【答案】HCNH++CN- HNO2 D 中性 c()=c(CH3COO-)> c(H+)= c(OH-) 0.52

【解析】

（1）由表可知，HCN为弱酸，其电离方程式为：HCNH++CN-；HClO为共价化合物，其电子式为：；

（2）电离平衡常数越大，酸的酸性越强，由表中数据可知，酸性最强的是：HNO2；要使电离平衡常数该变，则温度必须该变，弱电解质的电离为吸热过程，因此升高温度可增加电离程度，故答案为：D；

（3）CH3COOH的酸性与NH3H2O的碱性相同，因此CH3COONH4的水溶液呈中性；因微粒水解较为微弱，且CH3COO-与水解程度相同，故溶液中离子浓度大小关系为：c()=c(CH3COO-)> c(H+)= c(OH-)；

（4）该过程涉及反应：，该反应的平衡常数，当溶液中浓度不低于0.02mol/L，则。