Question

3．描述弱电解质电离情况可以用电离度和电离平衡常数表示，表1是常温下几种弱酸的电离平衡常数（K_a）和弱碱的电离平衡常数（K_b），表2是常温下几种难（微）溶物的溶度积常数（K_sp）．
表1

酸或碱	电离平衡常数（Ka或Kb）
CH3COOH	1.8×10-5
HNO2	4.6×10-4
HCN	5×10-10
HClO	3×10-8
NH3•H2O	1.8×10-5

表2

难（微）溶物	溶度积常数（Ksp）
BaSO4	1×10-10
BaCO3	2.6×10-9
CaSO4	7×10-5
CaCO3	5×10-9

请回答下面问题：
（1）表1所给的四种酸中，酸性最弱的是HCN（用化学式表示）．下列能使醋酸溶液中CH₃COOH的电离程度增大，而电离常数不变的操作是B（填序号）．
A．升高温度      B．加水稀释     C．加少量的CH₃COONa固体      D．加少量冰醋酸
（2）CH₃COONH₄的水溶液呈中性（选填“酸性”、“中性”或“碱性”），溶液中各离子浓度大小关系是c（NH₄⁺）=c（CH₃COO^-）＞c（OH^-）=c（H⁺）．
（3）物质的量之比为1：1的NaCN和HCN的混合溶液，其pH＞7，该溶液中电荷守恒等式为c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CN^-）+c（OH^-）．
（4）工业中常将BaSO₄转化为BaCO₃后，再将其制成各种可溶性的钡盐（如BaCl₂）．具体做法是用饱和的纯碱溶液浸泡BaSO₄粉末，并不断补充纯碱，最后BaSO₄转化为BaCO₃．现有足量的BaSO₄悬浊液，在该悬浊液中加纯碱粉末并不断搅拌，为使SO₄^2-物质的量浓度不小于0.01mol•L^-1，则溶液中CO₃^2-物质的量浓度应≥0.26mol•L^-1．

Answer 1

分析 （1）电离常数越大，酸性越强；电离程度增大，电离平衡向正方向移动，电离常数不变，则温度不变；
（2）电离常数相同，则醋酸根离子与铵根离子的水解程度相同；中性溶液中c（OH^-）=c（H⁺），结合电荷守恒分析；
（3）物质的量之比为1：1的NaCN和HCN的混合溶液中存在的离子有Na⁺、H⁺、CN^-、OH^-；
（4）可以根据硫酸钡、碳酸钡的溶解度计算出使SO₄^2-物质的量浓度不小于0.01mol•L^-1，则溶液中CO₃^2-物质的量浓度．

解答 解：（1）由表1所给的四种酸的电离常数可知，HCN的电离常数最小，电离常数越小，酸性越弱，所以酸性最弱的是HCN；能使醋酸溶液中CH₃COOH的电离程度增大，说明电离平衡向正方向移动，电离常数不变，则温度不变，所以是加水稀释，而加少量的CH₃COONa固体或冰醋酸，电离程度均减小；
故答案为：HCN；B．
（2）醋酸和一水合氨的电离常数相同，在溶液中的电离程度相同，则醋酸根离子与铵根离子的水解程度相同，所以CH₃COONH₄的水溶液呈中性，溶液中各离子浓度大小关系是c（NH₄⁺）=c（CH₃COO^-）＞c（OH^-）=c（H⁺）；
故答案为：中性；c（NH₄⁺）=c（CH₃COO^-）＞c（OH^-）=c（H⁺）；
（3）物质的量之比为1：1的NaCN和HCN的混合溶液中存在的离子有Na⁺、H⁺、CN^-、OH^-，则溶液中电荷守恒为：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CN^-）+c（OH^-）；
故答案为：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CN^-）+c（OH^-）；
（4）SO₄^2-物质的量浓度为0.01mol•L^-1时，钡离子的浓度为：c（Ba²⁺）=$\frac{1×1{0}^{-10}}{0.01}$mol/L=1×10^-8mol/L，若使SO₄^2-物质的量浓度不小于0.01mol•L^-1，则钡离子浓度应该大于1×10^-8mol/L；当钡离子浓度为1×10^-8mol/L时，则溶液中碳酸根离子浓度为：$\frac{2.6×1{0}^{-9}}{1×1{0}^{-8}}$mol/L=0.26mol/L，所以当碳酸根离子浓度≥0.26mol/L时，钡离子浓度小于1×10^-8mol/L，则SO₄^2-物质的量浓度不小于0.01mol/L，
故答案为：0.26．

点评 本题考查了弱电解质的电离平衡、离子浓度大小比较、难溶物的溶解平衡及沉淀转化本质，题目难度中等，明确电离平衡常数的含义是解本题的关键，结合电荷守恒来分析解答即可；（4）为难点、易错点，注意合理分析、处理题中信息．