Question

8．

化学式	NH3•H2O	HCN	CH3COOH	H2CO3
电离平衡常数（25℃）	Kb=1.77×10-5	Ka=4.93×10-10	Ka=1.76×10-5	Ka1=4.30×10-7 Ka2=5.61×10-11

（1）电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量．上表中给出几种弱电解质的电离平衡常数，从中可以判断：在相同温度下，同浓度的三种酸溶液的导电能力由大到小的顺序为CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCN．
（2）盐类水解程度的强弱同样与弱电解质的电离程度有一定联系，结合表中数据回答下列问题：
①25℃时，有等浓度的a．NaCN溶液、b．Na₂CO₃溶液、c．CH₃COONa溶液，三种溶液的pH由大到小的顺序为b＞a＞c．（填溶液前序号）
②浓度相同的NaCN溶液与CH₃COOK溶液相比，c（Na⁺）-c（CN^-）＞c（K⁺）-c（CH₃COO^-）．（填“＞”、“＜”或“=”）
③将等体积等物质的量浓度的盐酸和氨水混合后，溶液呈酸性（填“酸”、“碱”或“中”），用离子方程式表示原因NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺
④室温下，若将0.1mol•L^-1盐酸滴入20mL 0.1mol•L^-1氨水中，溶液pH随加入盐酸体积的变化曲线如下图所示．b点所示溶液中的溶质是NH₃•H₂O、NH₄Cl
⑤NH₄HCO₃溶液呈碱性（填“酸”、“碱”或“中”）
（3）结合表中数据，向NaCN溶液中通入少量CO₂，所发生反应的化学方程式NaCN+H₂O+CO₂=HCN+NaHCO₃．

Answer 1

分析 （1）电离平衡常数越大，越易电离，溶液中离子浓度越大，导电性越强；
（2）①酸的电离平衡常数越大，越易电离，酸性越强，其盐的水解程度越小；
②根据溶液中的电荷守恒分析；
③氯化铵在溶液中水解显酸性；
④氯化铵溶液显酸性，pH=7，说明溶液为氯化铵与氨水的混合物；
⑤根据电离常数分析；
（3）根据酸性强的酸能制备酸性弱的酸结合表中数据分析．

解答 解：（1）电离平衡常数越大，越易电离，溶液中离子浓度越大，导电性越强，则在相同温度下，同浓度的三种酸溶液的导电能力由大到小的顺序为CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCN，故答案为：CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCN；
（2）①酸的电离平衡常数越大，越易电离，酸性越强，其盐的水解程度越小，25℃时，有等浓度的a．NaCN溶液、b．Na₂CO₃溶液、c．CH₃COONa溶液，其水解程度：
b＞a＞c，水解程度越大，溶液的碱性越强，其pH越大，则pH为b＞a＞c，
故答案为：b＞a＞c；
②浓度相同的NaCN溶液与CH₃COOK溶液中，分别存在电荷守恒为：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CN^-）+c（OH^-），c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CH₃COO^-）+c（OH^-），
则c（Na⁺）-c（CN^-）=c（OH^-）-c（H⁺），c（K⁺）-c（CH₃COO^-）=c（OH^-）-c（H⁺），NaCN在溶液水解程度比CH₃COOK，则NaCN中c（OH^-）大，所以c（Na⁺）-c（CN^-）＞c（K⁺）-c（CH₃COO^-），故答案为：＞；
③将等体积等物质的量浓度的盐酸和氨水混合后，生成氯化铵，氯化铵在溶液中水解显酸性，其水解的离子方程式为：NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺；
故答案为：酸；NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺；
④室温下，若将0.1mol•L^-1盐酸滴入20mL 0.1mol•L^-1氨水中，溶液pH随加入盐酸体积的变化曲线如图所示，b点所示溶液pH=7，已知氯化铵溶液显酸性，pH=7，说明溶液为氯化铵与氨水的混合物，则溶液的溶质为NH₃•H₂O、NH₄Cl，故答案为：NH₃•H₂O、NH₄Cl；
⑤已知NH₃•H₂O的K_b=1.77×10^-5，H₂CO₃的K_a1=4.30×10^-7，说明碳酸的电离程度小，则形成盐时HCO₃^-的水解程度大，所以NH₄HCO₃溶液呈碱性，故答案为：碱；
（3）由表中数据可知，酸性：H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，则向NaCN溶液中通入少量CO₂，所发生反应的化学方程式：NaCN+H₂O+CO₂=HCN+NaHCO₃，
故答案为：NaCN+H₂O+CO₂=HCN+NaHCO₃．

点评 本题考查了弱电解质的电离、电离平衡常数的应用、盐的水解原理的应用、电荷守恒等，题目涉及的知识点较多，侧重于基础知识的综合应用的考查，题目难度中等．