Question

10．已知 25℃时部分弱电解质的电离平衡常数数据如表：

化学式	HSCN	CH3COOH	H2CO3	HClO
电离平衡常数	1.3×10-1	1.8×10-5	Ka1=4.3×10-1Ka2=5.6×10-1	3.0×10-8

回答下列问题：
（1）写出碳酸的主要的电离方程式H₂CO₃?H⁺+HCO₃^-．若将碳酸饱和溶液稀释 10 倍，则稀释后的溶液中 c（H⁺）大于原来的十分之一（填“大于”、“小于”或“等于”）．
（2）物质的量浓度均为 0.1mol/L 的五种溶液：pH 由小到大的顺序为e＜a＜d＜c＜b（用编号填写）．
a．CH₃COONa  b．Na₂CO₃  c．NaClO   d．NaHCO₃  e．NaSCN
（3）25℃时，将 20mL0.1mol•L^-1CH COOH 溶液和 20mL0.1mol•L^-1HSCN 溶液分别与 20mL0.1mol•L^-1NaHCO  溶液混合，实验测得产生的气体体积（V）随时间（t）的变化如图．反应初始阶段两种溶液产生 CO₂气体的速率存在明显差异的原因是HSCN的酸性比CH₃COOH强，其溶液中c（H⁺）较大，故其溶液与NaHCO₃溶液的反应速率快反应结束后，假设 NaHCO₃完全反应且气体全部逸出，则所得两溶液中，c（CH₃COO）＜c（SCN）（填“＞”、“＜”或“=”）
（4）25℃时，CH₃COONa 与 CH₃COOH 的混合溶液，若测得 pH=8，则溶液中c（Na⁺）-c（CH₃COO^-）=10^-6-10^-8mol/L（填代入数据后的计算式，不必算出具体数值）．
（5）向 NaClO 溶液中通入少量的 CO₂，发生反应的离子方程式为ClO^-+CO₂+H₂O═HClO+HCO₃^-．

Answer 1

分析 （1）碳酸是二元弱酸，分步电离，第一步电离会抑制第二步电离，将碳酸溶液加水稀释，溶液酸性减弱，但促进碳酸的电离，据此分析；
（2）据弱酸的电离平衡常数，判断弱酸的酸性强弱，越弱越水解，电离程度越大，溶液pH越大，据此分析；
（3）由生成二氧化碳的曲线斜率可知HSCN反应较快，则可知HSCN中中c（H⁺）较大，说明HSCN酸性较强，再利用盐类水解的规律来分析离子浓度的关系；
（4）根据溶液中的电荷守恒和物料守恒来计算；
（5）酸性强弱HClO＞HCO₃^-，根据强酸制取弱酸知，二者反应生成碳酸氢钠和次氯酸．

解答 解：（1）碳酸的主要的电离方程式为H₂CO₃?H⁺+HCO₃^-，碳酸溶液加水稀释，促进碳酸的电离，稀释后的溶液中 c（H⁺） 大于原来的十分之一，
故答案为：H₂CO₃?H⁺+HCO₃^-；大于；
（2）据弱酸的电离平衡常数可知，酸性HSCN＞CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，酸性越弱，其酸根离子的水解程度越大，溶液pH越大，所以等物质的量浓度的a．CH₃COONa  b．Na₂CO₃  c．NaClO   d．NaHCO₃  e．NaSCN溶液的pH由小到大的顺序为e＜a＜d＜c＜b，故答案为：e＜a＜d＜c＜b；
（3）由K_a（CH₃COOH）=1.8×10^-5和K_a（HSCN）=0.13可知，CH₃COOH的酸性弱于HSCN的，即在相同浓度的情况下HSCN溶液中H⁺的浓度大于CH₃COOH溶液中H⁺的浓度，浓度越大反应速率越快；又酸越弱，反应生成的相应的钠盐越易水解，即c（CH₃COO^-）＜c（SCN^-），
故答案为：HSCN的酸性比CH₃COOH强，其溶液中c（H⁺）较大，故其溶液与NaHCO₃溶液的反应速率快；＜；
（4）CH₃COOH与CH₃COONa的混合溶液中，存在电荷守恒：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（CH₃COO^-），所以c（CH₃COO^-）-c（Na⁺）=c（H⁺）-c（OH^-）=10^-6mol/L-10^-8mol/L，
故答案为：10^-6-10^-8；
（5）酸性强弱HClO＞HCO₃^-，根据强酸制取弱酸知，二者反应生成碳酸氢钠和次氯酸，离子方程式为ClO^-+CO₂+H₂O═HClO+HCO₃^-，
故答案为：ClO^-+CO₂+H₂O═HClO+HCO₃^-．

点评 本题考查了盐类水解、弱酸的电离平衡常数与酸性强弱的关系、弱酸的电离平衡的移动，注意越弱越水解，题目难度不大．