Question

（1）不同温度下水的离子积常数如表所示：

t/℃	0	10	20	25	40	50	100
Kw/10-14	0.114	0.292	0.681	1.01	2.92	5.47	55.0

请用文字解释随温度升高水的离子积增大的原因

 

；10℃时纯水的电离平衡常数为

 

；计算100℃时纯水中电离产生的氢离子浓度为

 

．
（2）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℃）
HCN	K=5.0×10-10
CH3COOH	K=1.8×10-5
H2CO3	K1=4.4×10-7、K2=4.7×10-11

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

 

．（填写序号）
②向NaCN溶液中通入少量CO₂，所发生反应的化学方程式为

 

．
③试计算25℃时，0.1mol/L的NaCN溶液的c（OH^-）为

 

．
（3）我国从20世纪70年代开始采用硅热法炼镁，现年产量已达35.4万吨左右．根据下列条件，完成填空：
2Mg（s）+O₂（g）═2MgO（s）△H=-601.83kJ/mol
Mg（s）═Mg（g）△H=+75kJ/mol
Si（s）+O₂（g）═SiO₂（s）△H=-859.4kJ/mol
2MgO（s）+Si（s）═SiO₂（s）+2Mg（g）△H=

 

．

Answer 1

考点：弱电解质在水溶液中的电离平衡,用盖斯定律进行有关反应热的计算

专题：化学反应中的能量变化,电离平衡与溶液的pH专题

分析：（1）升高温度促进水电离；1L水的物质的量=

1000g

18g/mol

=55.6mol，电离平衡常数Ka=

Kw

55.6mol/L

；
100℃时纯水中电离产生的氢离子浓度=

Kw

；
（2）①酸的电离平衡常数越大，其酸根离子水解程度越小，则相同浓度的钠盐溶液碱性越弱；
②NaCN和少量CO₂反应生成NaHCO₃、HCN；   
③K_a．K_b=K_w，Kb=

c(HCN)．c(OH-)

c(CN-)

，c（OH^-）=

Kb．c(CN-)

；
（3）根据盖斯定律计算．

解答： 解：（1）水的电离是吸热反应，升高温度促进电离，所以水的离子积常数随着温度的升高而增大；
1L水的物质的量=

1000g

18g/mol

=55.6mol，10℃时纯水的电离平衡常数Ka=

Kw

55.6mol/L

=

0.292×10-14

55.6

=5.3×10^-17；
100℃时纯水中电离产生的氢离子浓度=

Kw

=

55×10-14

mol/L=7.4×10^-7mol/L；
故答案为：水电离吸热，升高温度电离平衡正移；5.3×10^-17；7.4×10^-7mol/L；
（2）①电离平衡常数，CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCN，等浓度的NaCN溶液、Na₂CO₃溶液、CH₃COONa溶液水解程度为：Na₂CO₃溶液＞NaCN溶液＞CH₃COONa溶液，故溶液的pH为：Na₂CO₃＞NaCN＞CH₃COONa，故答案为：b＞a＞c；
②NaCN和少量CO₂反应生成NaHCO₃、HCN，反应方程式为：NaCN+CO₂+H₂O=NaHCO₃+HCN，故答案为：NaCN+CO₂+H₂O=NaHCO₃+HCN；   
③K_a．K_b=K_w，Kb=

c(HCN)．c(OH-)

c(CN-)

，（OH^-）=

Kb．c(CN-)

=

10-14 5×10-10 ×0.1

mol/L=1.4×10^-3mol/L，故答案为：1.4×10^-3mol/L；
（3）①Mg（s）+O₂（g）=2MgO（s）△H=-601.83kJ/mol
②Mg（s）=Mg（g）△H=+150kJ/mol
③Si（s）+O₂（g）=SiO₂（s）△H=-859.4kJ/mol
由盖斯定律②×2+③-①得到：2MgO（s）+Si（s）=SiO₂（s）+2Mg（g）△H=-107.57kJ/mol，
故答案为：-107.57kJ/mol．

点评：本题考查了弱电解质的电离、盐类水解及盖斯定律，涉及电离平衡常数、盐类水解平衡常数的计算，根据基本概念再结合电离平衡常数与酸根离子水解程度关系来分析解答，题目难度中等．