Question

【題目】電離平衡常數(shù)是衡量弱電解質(zhì)電離程度強(qiáng)弱的量．已知如表數(shù)據(jù)．

化學(xué)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

（1）25℃時(shí)，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?yàn)?/span> ．
（2）25℃時(shí)，pH=3的CH3COOH溶液和pH=11的NaOH溶液混合，若所得溶液顯酸性，則c（Na+）c（CH3COO﹣）（填“＞”、“＜”或“=”）．
（3）NaCN溶液中通入少量CO2 ， 所發(fā)生反應(yīng)的化學(xué)方程式為
（4）25℃時(shí)，pH=8的CH3COONa溶液中，c（Na+）﹣c（CH3COO﹣）= ．

Answer 1

【答案】
（1）Na2CO3溶液＞NaCN溶液＞CH3COONa溶液
（2）＞
（3）NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3
（4）9.9×10﹣7mol/L
【解析】解：（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； 故答案為：Na2CO3溶液＞NaCN溶液＞CH3COONa溶液；（2）等濃度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等體積混合，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﹣）；
故答案為：＞；（3）向NaCN溶液中通入少量CO2 ， H2CO3酸性大于HCN大于HCO3﹣ ， 所以反應(yīng)生成氰酸和碳酸氫鈉，不能生成二氧化碳，反應(yīng)的化學(xué)方程式為：NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3；
故答案為：NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3；（4）25℃時(shí)，pH=8的CH3COONa溶液中，c（H+）=10﹣8mol/L，c（OH﹣）= =10﹣6mol/L，溶液中存在電荷守恒：c（Na+）+c（H+）=c（CH3COO﹣）+c（OH﹣）
c（Na+）﹣c（CH3COO﹣）=c（OH﹣）﹣c（H+）=10﹣6mol/L﹣10﹣8mol/L=9.9×10﹣7 mol/L，
故答案為：9.9×10﹣7 mol/L．
（1）酸的電離常數(shù)意義分析判斷，越易電離得算對(duì)應(yīng)鹽水解程度越小（2）溶液中電荷守恒計(jì)算分析；（3）電離常數(shù)大小分析反應(yīng)生成產(chǎn)物，電離平衡常數(shù)比較可知酸性：H2CO3＞HCN＞HCO3﹣ ， 所以反應(yīng)生成氰酸和碳酸氫鈉，；（4）電解質(zhì)溶液中電荷守恒計(jì)算，PH=8溶液顯堿性；