Question

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℃）
NH3·H2O	Kb=1.77×10-5
HCN	Ka=4.93×10-10
CH3COOH	Ka=1.76×10-5
H2CO3	Ka1=4.30×10-7,Ka2=5.61×10-11

 
（1）25℃时，pH=11的NaCN溶液中水电离出的c（OH^-）____________mol/L。
（2）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________。
（3）NH₄Cl溶液呈______性（填“酸”、“碱”或“中”，下同），NH₄HCO₃溶液呈_______性，0.1mol/LNH₄HCO₃溶液中物质的量浓度最大的离子是_________（填化学式）。
（4）25℃时，等浓度的CH₃COOH溶液和CH₃COONa溶液等体积混合，混合溶液中各种离子浓度大小_________。
（5）向NaCN溶液中通入少量CO₂，所发生反应的化学方程式______________。

Answer 1

（1） 10^－3　  （2） Na₂CO₃＞NaCN＞CH₃COONa  （3） 酸 　碱　  NH₄⁺ 
（4）c(CH₃COO^－)＞c(Na^＋)＞c(H^＋)＞c(OH^－)    （5） NaCN＋H₂O＋CO₂=HCN＋NaHCO₃

解析试题分析：（1）PH=11，c(H⁺)=10^-11mol/L,因为c(H⁺)·c(OH^-)=10^-14,所以c(OH^-)=10^-14/10^-11=10^-3mol/L.（2）由于电离平衡常数CH₃COOH＞ HCN＞ HCO₃^-。电离平衡常数越大，溶液的酸性越强，盐的水解程度越大，盐水解的程度越小，溶液的PH越小。所以有等浓度的NaCN溶液、Na₂CO₃溶液、CH₃COONa溶液，三种溶液的pH由大到小的顺序为Na₂CO₃＞NaCN＞CH₃COONa。（3）NH₄Cl是强酸弱碱盐，弱碱根离子水解消耗氢氧根离子使溶液呈酸性。由于电离平衡常数NH₃·H₂O ＞ H₂CO₃，所以HCO₃^-的水解程度大于NH₄⁺的水解程度。所以NH₄HCO₃溶液呈碱性。在0.1mol/LNH₄HCO₃溶液中物质的量浓度最大的离子是NH₄HCO₃=NH₄⁺+HCO₃^-。在溶液中盐电离产生的离子比水电离产生的离子的浓度大的多。由于NH₄⁺的水解程度小于HCO₃^-的水解程度，所以在该溶液中离子浓度最大的为NH₄⁺。（4）等浓度的CH₃COOH溶液和CH₃COONa溶液等体积混合由于醋酸的电离作用大于醋酸根离子的水解作用，所以c(CH₃COO^－)＞c(Na^＋)， c(H^＋)＞c(OH^－) ，盐电离产生的离子比水电离产生的离子的浓度要大的多，所以各离子的浓度大小关系是c(CH₃COO^－)＞c(Na^＋)＞c(H^＋)＞c(OH^－)。（5）由于酸性H₂CO₃＞ HCN ＞HCO₃^-，所以向NaCN溶液中通入少量CO₂，发生反应的化学方程式为NaCN＋H₂O＋CO₂===HCN＋NaHCO₃。
考点：考查不同的弱酸及盐之间的反应的规律。