Question

17．按要求填空：
（1）电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的物理量．已知：

化学式	电离常数（25℃）
HCN	K=4.9×10-10
CH3COOH	K=1.8×10-5
H2CO3	K1=4.3×10-7、K2=5.6×10-11

①向NaCN溶液中通入少量的CO₂，发生反应的化学方程式为NaCN+H₂O+CO₂═HCN+NaHCO₃．
②不能证明HCN是弱电解质的方法是D
A．测得0.1mol/L HCN的pH＞l
B．测得NaCN溶液的pH＞7
C．0.1mol/L的HCN溶液与盐酸，稀释100倍后，HCN的pH大
D．用足量锌分别与相同浓度、相同体积的盐酸和HCN溶液反应，产生的氢气一样多
③25℃在CH₃COOH与CH₃COONa的溶液中，pH=6，则溶液中c（CH₃COO^-）/c（CH₃COOH）=18．
（2）常温时，将某一元酸HA溶液与NaOH溶液等体积混合：
①若c （HA）=c （NaOH）=0．lmol/L，测得混合后溶液的pH＞7．原因是（用离子方程式表示）A^-+H₂O?HA+OH^-．
②若在100℃时，pH （HA）+（NaOH）=12，测得混合后溶液的显中性pH=6．当c（HA）=0.02mol/L，c（NaOH）═0.04mol/L时，将两种溶液等体积混合后，溶液中由水电离出的H⁺浓度为10^-10mol/L，混合后溶液的pH=10（假设混合后溶液体积为两溶液体积之和）．

Answer 1

分析 （1）①据弱酸的电离平衡常数可知，酸性H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，据此分析；
②弱电解质的水溶液中存在电离平衡，能够证明HCN溶液中存在电离平衡即可证明HCN是弱电解质，据此分析；
③据醋酸的电离平衡常数K=$\frac{[{H}^{+}]•[C{H}_{3}CO{O}^{-}]}{[C{H}_{3}COOH]}$=1.8×10^-5，pH=6，c（H⁺）=10^-6mol/L，据此分析计算；
（2）①相同物质的量的HA与NaOH反应后溶液的pH＞7，说明生成了强碱弱酸盐，弱酸根离子发生水解；
②若在100℃时，pH （HA）+（NaOH）=12，测得混合后溶液的显中性，说明HA是强酸，据此分析．

解答 解：（1）①据弱酸的电离平衡常数可知，酸性H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，向NaCN溶液中通入少量的CO₂，发生反应的化学方程式为NaCN+H₂O+CO₂═HCN+NaHCO₃，
故答案为：NaCN+H₂O+CO₂═HCN+NaHCO₃；
②A．测得0.1mol/L HCN的pH＞l，说明HCN不能完全电离，为弱电解质，故A不选；
B．测得NaCN溶液的pH＞7，说明NaCN为强碱弱酸盐，HCN为弱电解质，故B不选；
C．0.1mol/L的HCN溶液与盐酸，稀释100倍后，HCN的pH大，说明HCN没有完全电离，存在电离平衡是弱电解质，故C不选；
D．二者都是一元酸，相同浓度、相同体积的盐酸和HCN溶液分别与足量的Zn反应，产生的氢气一样多，不能说明HCN为弱酸，故D选；
故答案为：D；
③醋酸的电离平衡常数K=$\frac{[{H}^{+}]•[C{H}_{3}CO{O}^{-}]}{[C{H}_{3}COOH]}$=1.8×10^-5，pH=6，c（H⁺）=10^-6mol/L，所以$\frac{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$=18，故答案为：18；
（2）①相同物质的量的HA与NaOH反应后溶液的pH＞7，说明生成了强碱弱酸盐，弱酸根离子发生水解水解的离子方程式A^-+H₂O?HA+OH^-，
故答案为：A^-+H₂O?HA+OH^-；
②若在100℃时，pH （HA）+（NaOH）=12，测得混合后溶液的显中性，说明HA是强酸，当c（HA）=0.02mol/L，c（NaOH）═0.04mol/L时，将两种溶液等体积混合后，c（OH^-）=$\frac{0.04mol/L•V-0.02mol/L•V}{2V}$=0.01mol/L，K_W=10^-12，所以有水电离出来的氢离子浓度为10^-10mol/L，溶液的pH=10，故答案为：10^-10；10．

点评 本题考查了据电离平衡常数判断弱酸的酸性强弱、弱电解质的判断、据电离平衡常数的计算以及水的离子积常数的计算，题目难度不大．