Question

（1）水的电离平衡曲线如图所示，若A点表示25 ℃时水的电离达平衡时的离子浓度，B点表示95 ℃时水的电离达平衡时的离子浓度。则95℃时0.1 mol·L^－1的NaOH溶液中，由水电离出的 c(H^＋)=           mol·L^－1，K_w(25 ℃)           K_w(95℃)(填“>”、“<”或“＝”)。25 ℃时，向水的电离平衡体系中加入少量NH₄Cl 固体，对水的电离平衡的影响是           (填“促进”、“抑制”或“不影响”)。

 （2）25℃时，在0.1L 0.2 mol·L^-1的HA溶液中，有0.001mol的HA电离成离子，则该溶液的pH=            ，电离度为              。

（3）电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量（已知如表数据）。向NaCN溶液中通入少量CO₂，所发生反应的化学方程式为                           。

化学式	电离平衡常数(25 ℃)
HCN	K＝4.9×10^－^10
H2CO3	K1＝4.3×10^－^7、K2＝5.6×10^－^11

Answer

（1）1×10－11、 < 、 促进  （2） 2  、 5%      （3）NaCN＋H2O＋CO2=HCN＋NaHCO3

【解析】

试题分析：（1）由图中曲线可知，25℃时水的离子积Kw = c(H＋) × c(OH-)=10－14 ，95℃时水的离子积Kw = c(H＋) × c(OH-)=10－12  ，Kw(25 ℃)> Kw(95℃)，且95℃的氢氧化钠溶液中，当c(OH-)=0.1 mol·L－1 时，由水电离的c(H＋) =10－12 /0.1 mol·L－1 =10－11 ；往水中加水解的盐，将促进水的电离。

（2）因为HA为一元酸，所以有0.001molHA电离，则C(H+)=0.001mol÷0.1L=0.01 mol/L，所以pH=-lgC(H+)=2，电离度α=n电离/n总=0.001 mol÷(0.1L×0.2 mol/L) ×100%=5%。

（3）电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量，所以酸的电离常数越大，则说明该酸酸性越强。所以从右表数据可知，酸性比较：H2CO3 >HCN>HCO3- ，所以根据强酸制弱酸原理，往NaCN溶液中通入少量CO2 发生的化学方程式为NaCN＋H2O＋CO2=HCN＋NaHCO3 。

考点：本题主要考查的是水的离子积常数的影响因素。