题目内容
【题目】(1)已知：HCN的电离常数Ka＝4.9×10－10，H2S的电离常数Ka1＝1.3×10－7，Ka2＝7.0×10－15。向NaCN溶液中通入少量的H2S气体，反应的化学方程式为__________。
(2)在一定条件下可用甲醇与CO反应生成醋酸消除CO污染。常温下，将a mol·L－1的醋酸与b mol·L－1 Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，则该混合溶液中醋酸的电离常数Ka＝_____(用含a和b的代数式表示)。
(3)已知：25 ℃时，H2C2O4的电离常数Ka1＝5.9×10－2，Ka2＝6.4×10－5，则25 ℃时，0.1 mol·L－1NaHC2O4显____性，理由是___，若向该溶液中加入一定量NaOH固体，使c(HC2O4-)＝c(C2O42-)，则此时溶液中c(H＋)=____。
【答案】NaCN+H2S=HCN+NaHS 
×10-7L·mol－1 酸 HC2O4－水解常数小于电离常数，HC2O4－的电离程度大于水解程度 6.4×10-5
【解析】
（1）已知：25℃时，HCN的电离常数K=4.9×10-10，H2S的电离常数K1=1.3×10-7，K2=7.0×10-15，则酸性H2S＞HCN＞HS－，根据强酸制备弱酸分析通入H2S发生反应的化学方程式。
（2）溶液等体积混合溶质浓度减少一半，醋酸电离平衡常数与浓度无关，结合概念计算；
（3）溶液中存在着电离平衡HC2O4－
H＋+C2O42－和水解平衡 HC2O4－+H2OH2C2O4+OH－，因为HC2O4－的电离程度大于水解程度，所以溶液呈酸性；NaHC2O4溶液显酸性，溶液中c（H＋）＞c（HC2O4－），存在平衡：HC2O4－H＋+C2O42－，H2OH＋+OH－，根据电离常数分析计算。
（1）25℃时，HCN的电离常数K=4.9×10-10，H2S的电离常数K1=1.3×10-7，K2=7.0×10-15，则酸性H2S＞HCN＞HS－，根据强酸制备弱酸，向NaCN溶液中通入少量的H2S气体，则发生的反应为NaCN+H2S=HCN+NaHS；
（2）反应平衡时，2c（Ba2＋）=c（CH3COO－）=bmol·L－1，据电荷守恒，溶液中c（H＋）=c（OH－）=10-7mol·L－1，溶液呈中性，醋酸电离平衡常数依据电离方程式写出K=
=
= ×10-7；用含a和b的代数式表示该混合溶液中醋酸的电离常数为 ×10-7L·mol－1；
（3）溶液中存在着电离平衡HC2O4－H＋+C2O42－和水解平衡 HC2O4－+H2OH2C2O4+OH－，水解的平衡常数是
=
<Ka2＝6.4×10－5，故HC2O4－的电离程度大于水解程度，所以溶液呈酸性；若向该溶液中加入一定量NaOH固体，使c（HC2O4－）=c（C2O42－），则c（H＋）==
= Ka2=6.4×10-5。
