Question

【題目】(1)水的電離平衡曲線如圖所示，若A點表示25 ℃時水的電離達平衡時的離子濃度，B點表示100 ℃時水的電離達平衡時的離子濃度。則100 ℃時1 mol·L－1的NaOH溶液中，由水電離出的c(H＋)________mol·L－1，Kw(25 ℃)________Kw(100 ℃)(填“>”、“<”或“＝”)。25 ℃時，向水的電離平衡體系中加入少量NH4Cl固體，對水的電離平衡的影響是________(填“促進”、“抑制”或“不影響”)。

(2)電離平衡常數(shù)是衡量弱電解質電離程度強弱的量。已知如表數(shù)據(jù)。

化學式	電離平衡常數(shù)（25℃）
HCN	K=4.9×10-10
CH3COOH	K=1.8×10-5
H2CO3	K1=4.3×10-7、K2=5.6×10-11

①25 ℃時，有等濃度的NaCN溶液、Na2CO3溶液、CH3COONa溶液，三種溶液的pH由大到小的順序為_____________________________。

②25 ℃時，等濃度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等體積混合，所得溶液顯堿性，則c(Na＋)______c(CH3COO－)(填“>”、“<”或“＝”)。

③向NaCN溶液中通入少量CO2，所發(fā)生反應的化學方程式為_______________。

Answer 1

【答案】1×10－12 < 促進 Na2CO3>NaCN>CH3COONa > NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3

【解析】

(1)Kw=c(H+)c(OH-)；溫度不同，Kw不同，升溫促進水的電離，氫離子濃度增大；水解的鹽促進水的電離；

(2)①依據(jù)酸的電離常數(shù)意義分析判斷，酸越容易電離，對應鹽水解程度越�。�

②依據(jù)溶液中電荷守恒計算分析；

③依據(jù)電離常數(shù)大小分析反應生成產物。

(1)25℃時純水中c(H+)=c(OH-)=10-7 mol/L，Kw=c(H+)c(OH-)=10-14 ，當溫度升高到100℃，純水中c(H+)=c(OH-)=10-6 mol/L，Kw=c(H+)c(OH-)=10-12 ；100℃時1molL-1的NaOH溶液中Kw=c(H+)c(OH-)=10-12 ；c(OH-)=1mol/L，水電離出的c(H+)=1×10-12；水的電離時吸熱過程，加熱促進電離氫離子濃度和氫氧根離子濃度增大，Kw增大，所以Kw(25℃)＜Kw(100℃)；NH4Cl固體溶解后溶液中銨根離子水解生成一水合氨和氫離子，溶液呈酸性，水的電離被促進；

(2)①依據(jù)圖表數(shù)據(jù)分析，醋酸電離常數(shù)大于氰酸大于碳酸氫根離子，所以等濃度的NaCN溶液、Na2CO3溶液、CH3COONa溶液水解程度等濃度的Na2CO3溶液＞NaCN溶液＞CH3COONa溶液，溶液pH為Na2CO3溶液的＞NaCN溶液的＞CH3COONa溶液的；

②等濃度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等體積混合，得到醋酸鈉溶液，所得溶液顯堿性，c(H+)＜c(OH-)，依據(jù)溶液中電荷守恒c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(CH3COO-)，c(Na+)＞c(CH3COO-)；

③向NaCN溶液中通入少量CO2 ，HCN酸性大于HCO3-，而小于H2CO3，所以反應生成氰酸和碳酸氫鈉，不能生成二氧化碳，反應的化學方程式為：NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3。