Question

【题目】常温下．有浓度均为0.1 mol·L-l的下列4种溶液：①NaCN溶液②NaOH溶液③CH3COONa溶液④Na2CO3溶液

HCN	H2CO3	CH3COOH
Ka=4.9×10-10	Ka1=4×10-7 Ka2=5.6×10-11	Ka=1.7×10-5

（1）这4种溶液pH由大到小的顺序是_______（填序号）。

（2）NaCN溶液显碱性的原因（用方程式说明）______

（3）若向等体积的③和④中滴加盐酸至呈中性，则消耗盐酸的体积③_____④（填“>”、“<"、“=”）。

（4）25℃时，将amol·L-1 的醋酸和 0.1 mol·L-lNaOH溶液等体积混合后，溶液的pH=7，则a_____0.1（填“﹥”、“﹤”或“=”）。

（5）Na2CO3溶液中离子浓度大小为：___________

（6）向NaCN溶液中通入CH3COOH，则发生的离子反应方程式为：_______。

（7）同温下，溶液的pH值④____①（填“>”、“<"、“=”）。

Answer 1

【答案】②>④>①>③ CN- +H2OHCN +OH- < ＞ c(Na+)>c(CO32－)>c(OH－)>c(HCO3－)>c(H+) CH3COOH+ CN- =HCN+CH3COO- >

【解析】

（1）结合表格数据易知，电离平衡常数越小，酸性越弱，再依据盐类水解的“越弱越水解”规律作答；

（2）依据盐类水解“谁强显谁性”原理分析原因；

（3）通过比较③和④溶液中的碱性强弱，对比达到中性后消耗的同浓度的盐酸的体积；

（4）醋酸为弱酸，恰好完全中和后的溶液为醋酸钠，水解显碱性，据此分析；

（5）Na2CO3溶液中CO32-会发生水解，结合水解平衡与电离平衡分析溶液中离子浓度大小关系；

（6）利用强酸制弱酸原理书写；

（7）结合盐溶液中“越弱越水解”规律解答。

（1）相同浓度的溶液中，①NaCN溶液水解显碱性，②NaOH溶液为强碱溶液，③CH3COONa溶液显碱性，④Na2CO3溶液水解显碱性，因为酸性：醋酸＞HCN＞碳酸氢根离子，越弱越水解，因此溶液的碱性②＞④＞①＞③，4种溶液pH由大到小的顺序是②＞④＞①＞③，

故答案为：②＞④＞①＞③；

（2）因NaCN溶液中存在水解平衡CN- +H2OHCN +OH-，促进水的电离，使溶液显碱性，

故答案为：CN- +H2OHCN +OH-；

（3）等浓度③CH3COONa溶液和④Na2CO3溶液中，根据越弱越水解规律结合表格可以看出，因酸性：醋酸＞碳酸氢根离子，所以等浓度的Na2CO3溶液水解程度大于CH3COONa的水解程度，对应的碱性强于CH3COONa，则若向等体积的③和④中滴加盐酸至呈中性，则消耗盐酸的体积③<④，

故答案为：<；

（4）因醋酸为一元弱酸，假如醋酸与氢氧化钠完全中和生成的醋酸钠显碱性，现等体积混合后溶液的pH=7，则醋酸过量，即a﹥0.1，

故答案为：﹥；

（5）Na2CO3溶液中，CO32-会发生水解，其水解平衡为：CO32- +H2OHCO3- +OH-，溶液显示碱性，生成的碳酸氢根离子部分发生水解，部分发生微弱电离，HCO3-H++ CO32-，则Na2CO3溶液中离子浓度大小关系为：c(Na+)>c(CO32－)>c(OH－)>c(HCO3－)>c(H+)，

故答案为：c(Na+)>c(CO32－)>c(OH－)>c(HCO3－)>c(H+)；

（6）CH3COOH的Ka=1.7×10-5，HCN的Ka=4.9×10-10，则根据强酸制弱酸原理可知，向NaCN溶液中通入CH3COOH，发生的离子方程式为：CH3COOH+ CN- =HCN+CH3COO-，

故答案为：CH3COOH+ CN- =HCN+CH3COO-；

（7）因碳酸的第二步电离平衡常数Ka2=5.6×10-11，HCN的电离平衡常数Ka=4.9×10-10，则酸性：HCN＞碳酸氢根离子，所以对应的盐水解程度：碳酸钠＞NaCN,则同温下，溶液的pH值④﹥①，

故答案为：>。