题目内容
（16分）
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 。
（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 。（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 性（填“酸”、“碱”或“中”），用离子方程式表示原因 。
④室温下，若将0.1 mol·L－1盐酸滴入20 mL 0.1 mol·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 。
⑤NH4HCO3溶液呈 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 。
（1）CH3COOH>H2CO3>HCN（2）①b＞a＞c ② > ③酸 NH4++H2O
NH3·H2O+H+
④NH3·H2O NH4Cl ⑤碱 （3）NaCN＋H2O＋CO2=HCN＋NaHCO3
【解析】
试题分析：（1）电离平衡常数CH3COOH>H2CO3>HCN。根据电离平衡常数越大，溶液的酸性越强，酸性CH3COOH>H2CO3>HCN，同浓度的三种酸溶液中离子总浓度CH3COOH>H2CO3>HCN，即导电能力也如此。（2））①依据图表数据分析，醋酸电离常数大于氰酸大于碳酸氢根离子，所以等浓度的NaCN溶液、Na2CO3溶液、CH3COONa溶液水解程度等浓度的Na2CO3溶液＞NaCN溶液＞CH3COONa溶液，溶液pH为Na2CO3溶液＞NaCN溶液＞CH3COONa溶液；②HCN、CH3COOH都是弱酸，所以NaCN与CH3COOK都是强碱弱酸盐。由于酸性CH3COOH > HCN，所以水解程度CN-> CH3COO-。水解程度越大，剩余离子的浓度就越小。所以c(Na+)-c(CN-) > K+)-c(CH3COO-)。③等体积等物质的量浓度的盐酸和氨水混合，恰好生成氯化铵，为弱碱强酸盐，存在NH4++H2ONH3·H2O+H+溶液呈酸性；④b点溶液呈中性，则c（H+）=c（OH-），氯化铵是强酸弱碱盐，其水溶液呈酸性，要使其水溶液呈中性，则氨水应该稍微过量，则溶质为NH4Cl、NH3?H2O；⑤因为酸性：CH3COOH>H2CO3，所以NH4HCO3溶液呈碱性；（3）电离常数越大，则说明该酸酸性越强。由表数据可知，酸性比较：H2CO3 >HCN>HCO3- ，所以根据强酸制弱酸原理，往NaCN溶液中通入少量CO2 发生的化学方程式为NaCN＋H2O＋CO2=HCN＋NaHCO3。
考点：考查不同的弱酸及盐之间的反应的规律、溶液中各微粒浓度关系。
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H++CN-，对该平衡，下列叙述正确的是