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 ④NaHCO3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）④的水解平衡常数Kh= _________。

（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）向NaCN溶液中通入少量CO2，则发生反应的离子方程式为：______________________。

Answer 1

【答案】②①④③ 2.5×10-8 ＜ CN－＋CO2＋H2O=HCN+HCO3－

【解析】

根据溶液的酸碱性判断溶液的pH大小，酸和碱溶液抑制了水的电离，盐溶液促进了水的电离，酸或者碱溶液中氢离子、氢氧根离子浓度越大，水的电离程度越小；根据电离常数比较弱酸根的水解程度，据此进行解答。

(1) 氢氧化钠属于强碱，完全电离，相同浓度的溶液中碱性最强；NaCN、CH3COONa和NaHCO3属于强碱弱酸盐，水解后溶液呈碱性，弱酸的电离常数越小，对应酸根的水解程度越大，其盐的水溶液碱性越强，电离常数：HCN< H2CO3<CH3COOH，则盐溶液碱性：HCN > NaHCO3>CH3COONa，所以pH由大到小的顺序为：NaOH> HCN > NaHCO3>CH3COONa，故答案为：②①④③；

（2）水解反应是酸碱中和反应的逆反应，根据平衡常数的表达式得： Kh= ==2.5×10-8，故答案为：2.5×10-8；

(3)根据上述分析，等浓度的CH3COONa溶液和NaHCO3溶液，NaHCO3溶液碱性强，所以等体积的两溶液中滴加盐酸至呈中性，则消耗盐酸的体积NaHCO3溶液更大，故答案为：<；

(4)因为HCN的电离常数小于碳酸的电离常数，而大于HCO3-电离常数，说明碳酸的酸性强于HCN，HCN酸性强于HCO3-，则通入少量二氧化碳时，生成HCO3-，离子方程式为：CN－＋CO2＋H2O=HCN+HCO3－，故答案为：CN－＋CO2＋H2O=HCN+HCO3－。