Question

【题目】已知常温下几种弱酸或弱碱的电离平衡常数(Ka或Kb)如下表所示：

酸或碱	电离平衡常数(Ka或Kb)
CH3COOH	1.8×10-5
HCN	5×10-10
NH3H2O	1.8×10-5
H2SO3	K1=1.5×10-2，K2=1.1×10-7

回答下列问题：

(1)CH3COONH4的水溶液呈中性，其理由是_____________，溶液中各离子浓度大小的关系是___________________。

(2)等物质的量浓度的下列五种溶液：①NH3H2O ②(NH4)2SO3 ③NaHSO3 ④Na2SO3

⑤H2SO3溶液中水的电离程度由大到小的排列顺序为________(填序号)。

(3)向25 mL 0.10 molL-1盐酸中滴加氨水至过量，该过程中离子浓度大小关系可能正确的是________(填字母)。

A.c(Cl-)=c(NH4+)>c(H+)=c(OH-) B. c(NH4+)>c(Cl-)=c(H+)>c(OH-)

C.c(NH4+)>c(OH-)>c(Cl-)>c(H+) D.c(OH-)>c(NH4+)>c(H+)>c(Cl-)

(4)在室温下，0.05 molL-1的NaCN溶液的pH约为________。

Answer 1

【答案】NH4+、CH3COO-的水解程度相同 c(NH4+)=c(CH3COO-)>c(H+)=c(OH-) ②④③①⑤ AC 11

【解析】

(1)根据盐的水解规律分析；利用电荷守恒比较离子浓度大小；

(2)酸溶液和碱溶液抑制了水的电离，能够水解的盐溶液促进了水的电离，结合亚硫酸和一水合氨的电离平衡常数进行判断；

(3)根据电荷守恒、物料守恒、质子守恒，结合溶液的酸碱性判断溶液中离子浓度关系；

(4)室温下0.05mol/L NaCN溶液中存在水解平衡，CN-+H2OHCN+OH-，Kh=计算。

(1) CH3COONH4是弱酸弱碱盐，在水溶液中盐电离产生的NH4+、CH3COO-发生水解反应，NH4+水解消耗OH-，产生H+，使溶液显酸性；而CH3COO-发生水解反应消耗H+，产生OH-，根据醋酸、一水合氨的电离平衡常数相等，可知NH4+、CH3COO-水解程度相同，因此最终溶液中c(H+)=c(OH-)，所以溶液呈中性，根据电荷守恒可知：c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)，由于溶液呈中性，c(H+)=c(OH-)，所以c(NH4+)=c(CH3COO-)，但水是弱电解质，其电离产生的H+、OH-浓度很小，远小于盐电离产生的离子浓度，因此该溶液中离子浓度大小关系c(NH4+)=c(CH3COO-)> c(H+)=c(OH-)；

(2)等物质的量浓度的下列五种溶液：①NH3H2O；②(NH4)2SO3；③NaHSO3；④Na2SO3；⑤H2SO3，①和⑤都抑制了水的电离，其中⑤亚硫酸的电离平衡常数大于①氨水，则⑤中水的电离程度小于①；③中亚硫酸氢根离子的电离程度大于其水解程度，溶液显示弱酸性，抑制了水的电离；②中亚硫酸根离子、铵根离子促进了水的电离；④中亚硫酸根离子促进了水的电离，其中②中水的电离程度大于④，所以五种溶液水的电离程度由大到小的排列顺序为：②④③①⑤；

(3)A.根据电荷守恒，如溶液呈中性，c(H+)=c(OH-)，则有c(Cl-)=c(NH4+)，盐电离产生的离子浓度大于水电离产生的离子浓度，所以离子浓度可以符合关系：c(Cl-)=c(NH4+)>c(H+)=c(OH-)，A正确；

B.若氨水稍稍过量时：c(NH4+)>c(Cl-)=c(OH-)>c(H+)，若盐酸稍过量， c(Cl-)>c(NH4+)=c(H+)>c(OH-)，B错误；

C.体系为NH4Cl溶液和NH3·H2O，氨水过量较多时，溶液呈碱性：c(NH4+)>c(OH-)>c(Cl-)>c(H+)， C正确；

D.盐酸电离出的c(Cl-)=c(H+)，氢离子被氨水中和一部分，所以c(H+)不可能大于c(Cl-)，D错误；

故合理选项是AC；

(4)室温下0.05mol/L NaCN溶液中存在水解平衡，CN-+H2OHCN+OH-，Kh= =2×10-5；Kh=，c2(OH-)=Khc(CN-)=2×10-5×0.05=10-6，所以c(OH-)=10-3mol/L，则溶液中c(H+)=10-11mol/L，因此溶液的pH=11。