题目内容
【题目】(1)水的电离平衡曲线如图所示，若A点表示25 ℃时水的电离达平衡时的离子浓度，B点表示100 ℃时水的电离达平衡时的离子浓度。则100 ℃时1 mol·L－1的NaOH溶液中，由水电离出的c(H＋)________mol·L－1，Kw(25 ℃)________Kw(100 ℃)(填“>”、“<”或“＝”)。25 ℃时，向水的电离平衡体系中加入少量NH4Cl固体，对水的电离平衡的影响是________(填“促进”、“抑制”或“不影响”)。
(2)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 |
①25 ℃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_____________________________。
②25 ℃时，等浓度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等体积混合，所得溶液显碱性，则c(Na＋)______c(CH3COO－)(填“>”、“<”或“＝”)。
③向NaCN溶液中通入少量CO2，所发生反应的化学方程式为_______________。
【答案】1×10－12 < 促进 Na2CO3>NaCN>CH3COONa > NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3
【解析】
(1)Kw=c(H+)c(OH-)；温度不同，Kw不同，升温促进水的电离，氢离子浓度增大；水解的盐促进水的电离；
(2)①依据酸的电离常数意义分析判断，酸越容易电离，对应盐水解程度越小；
②依据溶液中电荷守恒计算分析；
③依据电离常数大小分析反应生成产物。
(1)25℃时纯水中c(H+)=c(OH-)=10-7 mol/L，Kw=c(H+)c(OH-)=10-14 ，当温度升高到100℃，纯水中c(H+)=c(OH-)=10-6 mol/L，Kw=c(H+)c(OH-)=10-12 ；100℃时1molL-1的NaOH溶液中Kw=c(H+)c(OH-)=10-12 ；c(OH-)=1mol/L，水电离出的c(H+)=1×10-12；水的电离时吸热过程，加热促进电离氢离子浓度和氢氧根离子浓度增大，Kw增大，所以Kw(25℃)＜Kw(100℃)；NH4Cl固体溶解后溶液中铵根离子水解生成一水合氨和氢离子，溶液呈酸性，水的电离被促进；
(2)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；
②等浓度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等体积混合，得到醋酸钠溶液，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-)；
③向NaCN溶液中通入少量CO2 ，HCN酸性大于HCO3-，而小于H2CO3，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。
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