Question

【題目】常溫下．有濃度均為0.1 mol·L-l的下列4種溶液：

①NaCN溶液 ②NaOH溶液 ③CH3COONa溶液 ④NaHCO3溶液

(1)這4種溶液pH由大到小的順序是____（填序號），其中②由水電離的H+濃度為____。

(2)①中各離子濃度由大到小的順序是 ___。

(3)④的水解平衡常數Kh=___mol/L。

(4)若向等體積的③和④中滴加鹽酸至呈中性，則消耗鹽酸的體積③___ ④（填“>”、“<"、“=”）

(5)25℃時，測得HCN和NaCN的混合溶液的pH=11，則約為____。向NaCN溶液中通入少量CO2，則發(fā)生反應的離子方程式為：____。

Answer 1

【答案】 ②＞①＞④＞③ 1.0×10-13mol/L c（Na+）＞c（CN-）＞c（OH-）＞c（H+） 2.5×10-8 ＜ 0.02 CN-+CO2+H2O=HCN+HCO3-

【解析】(1)相同濃度的溶液中，①NaCN溶液水解顯堿性，②NaOH溶液為強堿溶液，③CH3COONa溶液顯堿性，④NaHCO3溶液水解顯堿性，因為酸性：醋酸＞碳酸＞HCN＞碳酸氫根離子，越弱越水解，因此溶液的堿性②＞①＞④＞③，4種溶液pH由大到小的順序是②＞①＞④＞③；0.1 mol·L-l的NaOH的pH=13，由水電離的H+濃度為1.0×10-13 mol/L，故答案為：②＞①＞④＞③；1.0×10-13 mol/L；

(2)NaCN溶液中，CN-水解，溶液顯示堿性，NaCN溶液中離子濃度大小關系為：c(Na+)＞c(CN-)＞c(OH-)＞c(H+)，故答案為：c(Na+)＞c(CN-)＞c(OH-)＞c(H+)；

(3)設HCO3-的水解常數為K，K====2.5×10-8，故答案為：2.5×10-8；

(4) 等體積濃度均為0.1 mol·L-l的③CH3COONa溶液和④NaHCO3溶液中碳酸氫鈉水解程度大于醋酸鈉，溶液的堿性強于醋酸鈉，滴加鹽酸至呈中性，則消耗鹽酸的體積③＜④，故答案為：＜；

(5)由HCN的電離平衡常數Ka=，可知==mol/L≈0.02mol/L，碳酸的一級電離常數大于HCN的，二級電離常數小于HCN的，故碳酸的酸性強于HCN，為碳酸氫根的酸性溶于HCN，故向NaCN溶液中通入少量CO2，反應生成HCN與NaHCO3，該反應離子方程式為：CN-+CO2+H2O=HCN+HCO3-，故答案為：0.02；CN-+CO2+H2O=HCN+HCO3-。