Question

电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度的量。已知如下表数据（25 ℃）：

化学式	电离平衡常数
HCN	K＝4.9×10^－^10
CH3COOH	K＝1.8×10^－5
H2CO3	K1＝4.4×10^－7，K2＝4.7×10^－11

（1）25 ℃时，等浓度的三种溶液(A．NaCN溶液、B．Na₂CO₃溶液、C．CH₃COONa溶液)的pH由大到小的顺序为________________________________。(填写序号)

（2）25 ℃时，向NaCN溶液中通入少量CO₂，所发生反应的化学方程式为______       ___。

（3）现有浓度为0.02 mol/L的HCN与0.01mol/L NaOH等体积混合后，测得c(Na⁺)>c(CN^-)，下列关系正确的是        。

A．c(H⁺)>c(OH^-)

B．c(H⁺)<c(OH^-)

C．c(H⁺)+c(HCN) = c(OH^-)

D．c(HCN)+ c(CN^-)=0.01mol/L

（4）浓的Al₂(SO₄)₃溶液和浓的小苏打(NaHCO₃)溶液混合可用于灭火，请用离子反应方程式表示灭火的原理_____________________。

（5）已知NaHC₂O₄水溶液显酸性，请写出该溶液中各离子浓度的大小___________________；电荷守恒表达式 ___________________        。

（6）H₂C₂O₄溶液和KMnO₄酸性溶液可发生反应：H₂C₂O₄＋MnO₄^-＋H^＋→CO₂＋Mn^2＋＋H₂O，反应中每生成标况下4.48LCO₂气体，外电路中通过的电子的物质的量为__________mol。

Answer

(16分)（第一小题和第二小题各3分，其余2分）

（1）b>a>c；（2）NaCN＋CO2＋H2O=NaHCO3＋HCN；

（3）B、D；（4）Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑

（5）c(Na+)>c(HC2O4-)>c(H+)> c(C2O42-)> c(OH-)；c(OH-)+ c(HC2O4-)+ 2c (C2O42-)= c(H+)+ c(Na+)；

（6）0.2。

【解析】

试题分析：（1）酸的电离平衡常数越大，当浓度时电离程度就越大，溶液的酸性就越强，其相应的盐水解程度就越小，盐溶液的pH就越小。根据电离平衡常数可知物质的酸性：CH3COOH > HCN >HCO3-，所以盐NaCN、Na2CO3、CH3COONa水解程度大小关系是：Na2CO3>NaCN>CH3COONa，盐水解程度越大，水解消耗水电离产生的氢离子的浓度就越大，当达到平衡时，溶液中氢氧根离子的浓度就越大，溶液的碱性越强，pH就越大，所以等浓度的三种溶液(A．NaCN溶液、B．Na2CO3溶液、C．CH3COONa溶液)的pH由大到小的顺序为b>a>c；（2）由于在25 ℃时，电离平衡常数：H2CO3>HCN> HCO3-，所以根据复分解反应的规律：强酸制取弱酸，向NaCN溶液中通入少量CO2，所发生反应的化学方程式为NaCN＋CO2＋H2O=NaHCO3＋HCN；（3）现有浓度为0.02 mol/L的HCN与0.01mol/L NaOH等体积混合后，二者发生反应：HCN+NaOH=NaCN+H2O，反应后的溶液为等浓度的HCN和NaCN的混合溶液。在溶液中存在HCN的电离平衡，HCNH++CN-，HCN电离使溶液中c(H+)、c(CN-)增大，溶液显酸性，使c(CN-) > c(Na+)；同时也存在CN-的水解作用：CN-+H2OHCN+OH-。水解消耗CN-，产生OH-，是溶液显碱性，使c(CN-)减小，实验测得c(Na+)>c(CN-)，说明CN-的水解作用大于HCN的电离作用，因此溶液显碱性。c(OH-)>c(H+) ，则A错误；B正确；溶液中c(OH-)很小，远远小于溶液中c(CN-)、c(HCN)，选项C错误；根据物料守恒可得：c(HCN)+ c(CN-)=0.01mol/L，实验选项D正确。因此正确选项是BD；（4）浓的Al2(SO4)3溶液电离产生的Al3+和浓的小苏打(NaHCO3)溶液电离产生的HCO3-混合会发生双水解反应，产生氢氧化铝沉淀和二氧化碳气体，因此混合可用于灭火，用离子反应方程式表示灭火的原理是：Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑；（5）NaHC2O4是强碱弱酸盐，水溶液显酸性，说明HC2O4-的电离程度大于其水解程度，所以c(C2O42-)> c(H2C2O4)，c(H+)>c(OH-)，由于H+来自HC2O4-的电离和水的电离，，所以c(H+)> c(C2O42-)，由于HC2O4-水解程度、电离程度都很小，主要以盐电离产生的离子HC2O4-存在，因此溶液中离子浓度大小关系是：c(Na+)>c(HC2O4-)>c(H+)> c(C2O42-)> c(OH-)；；在该溶液中的电荷守恒就是阳离子带有的正电荷总数与阴离子带有的负电荷总数相等，其表达式是c(OH-)+ c(HC2O4-)+ 2c (C2O42-)= c(H+)+ c(Na+)；（6）H2C2O4溶液和KMnO4酸性溶液可发生反应，方程式是5H2C2O4＋2MnO4-＋6H＋=10CO2＋2Mn2＋＋8H2O，反应中每生成标况下4.48LCO2气体，其物质的量是n(CO2)=4.48L÷22.4L/mol=0.2mol，C元素在反应前是H2C2O4中的+3价，反应后被CO2中的+4价，每产生1molCO2，转移1mol电子，现在反应产生0.2mollCO2，在外电路中通过的电子的物质的量为0.2mol。

【考点定位】考查弱电解质的电离极影响因素、离子浓度大小比较、盐的水解、氧化还原反应的有关计算的知识。

【名师点睛】电解质根据在水溶液中电离程度的大小分为强电解质和弱电解质，强电解质在溶液中完全电离，弱电解质在溶液中部分电离，主要以电解质分子存在，在溶液中存在电解质的电离平衡。电离程度大小主要由物质本身的性质决定，电离程度越大，电离产生的离子浓度越大，电离平衡常数就越大，其与强碱反应产生的盐水解程度就越小，溶液的碱性就越弱。一元弱酸与其等浓度的钠盐溶液混合，在溶液中既存在弱酸的电离作用，也存在着盐的离子的水解作用，一般情况下是酸的电离作用大于盐的水解作用，溶液显酸性，酸根离子浓度大于钠离子的浓度，但HCN和NaCN溶液中，NaCN的水解作用大于HCN的电离作用，c(Na+)>c(CN-)。多元弱酸的酸式盐在溶液中同时存在弱酸酸根离子的电离作用和水解作用，若电离作用大于水解作用，溶液就显酸性，如HSO3-、HC2O4-、H2PO4-；若水解作用大于电离作用，则溶液显碱性，如HCO3-、HS-、HPO42-。在比较离子浓度大小时经常要用到电荷守恒、物料守恒和质子守恒关系及盐的水解、弱电解质的电离。要会应用平衡移动原理分析外界条件对电离平衡或水解平衡移动的影响，进而确定离子浓度的大小变化规律。