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】
（1）Na2CO3溶液＞NaCN溶液＞CH3COONa溶液
（2）＞
（3）NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3
（4）9.9×10﹣7mol/L
【解析】解：（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；

所以答案是：Na2CO3溶液＞NaCN溶液＞CH3COONa溶液；（2）等浓度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等体积混合，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﹣）；

所以答案是：＞；（3）向NaCN溶液中通入少量CO2 ，H2CO3酸性大于HCN大于HCO3﹣，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；

所以答案是：NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3；（4）25℃时，pH=8的CH3COONa溶液中，c（H+）=10﹣8mol/L，c（OH﹣）= =10﹣6mol/L，溶液中存在电荷守恒：c（Na+）+c（H+）=c（CH3COO﹣）+c（OH﹣）

c（Na+）﹣c（CH3COO﹣）=c（OH﹣）﹣c（H+）=10﹣6mol/L﹣10﹣8mol/L=9.9×10﹣7 mol/L，

所以答案是：9.9×10﹣7 mol/L．

【考点精析】根据题目的已知条件，利用弱电解质在水溶液中的电离平衡的相关知识可以得到问题的答案，需要掌握当弱电解质分子离解成离子的速率等于结合成分子的速率时，弱电解质的电离就处于电离平衡状态；电离平衡是化学平衡的一种，同样具有化学平衡的特征．条件改变时平衡移动的规律符合勒沙特列原理．