Question

25 ℃时，浓度均为0.1mol/L的下列五种钠盐溶液的pH如下表：

溶质	CH3COONa	NaHCO3	Na2CO3	NaClO	NaCN
pH	8.8	9.7	11.6	10.3	11.1

回答下列问题：

（1）下列反应不能发生的是：             ；

a．CO₃^2-+CH₃COOH＝CH₃COO^-+CO₂↑+H₂O

b．ClO^-+CH₃COOH＝CH₃COO^-+HClO

c．CO₃^2-+HClO＝CO₂↑+H₂O+ClO^-

d．2ClO^-+CO₂+H₂O＝CO₃^2-+2HClO

（2）体积为10 mL pH＝2的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000mL，稀释过程pH变化如右上图，则HX的电离平衡常数________(填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸的平衡常数，写出HX的电离方程式                 。

（3）某温度下，纯水中c (H^＋)＝2.0×10^－7 mol·L^1， 0.9mol·L^－１NaOH溶液与0.1mol·L^－１HCl溶液等体积混合后(不考虑溶液体积变化)，溶液的pH＝       。

（4）等浓度等体积的CH₃COONa和NaCN混合后，所得混合溶液中各离子浓度的大小关系是：                              。

（5）某二元酸H₂B在水中的电离方程式为H₂B ＝ H⁺ + HB^— ；HB^—H⁺+ B^2—，则NaHB溶液显          (填“酸性”、“中性”或“碱性”)。

Answer

（1）c、d （2）大于 HXH++X— （3）13

（4)C(Na+)> C(CH3COO-)> C(CN-)> C(OH-)> C(H+) （5）酸性

【解析】

试题分析：（1）相同温度、相同浓度时，酸越弱，水解程度越大，强碱盐溶液的pH越大，可知酸性CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCN＞HCO3-，根据强酸制弱酸的原则，下列反应中HClO不能制碳酸、而HClO可与CO32-反应生成HCO3-，故c、d不能发生；

（2）根据图象分析知道，起始是两种溶液中c(H+)相同，c(较弱酸)＞c(较强酸)，稀释过程中较弱酸的电离程度增大，故在整个稀释过程中较弱酸的c(H+)一直大于较强酸的c(H+)，稀释相同倍数，HX的pH变化比CH3COOH的大，故HX酸性强，电离平衡常数大，HX的电离方程式为HXH++X— ；

（3）纯水电离生成的c(H+)=c(OH-)，Kw=c(H+)×c(OH-)，过量的c(OH-)==0.4mol/L，由该温度下的Kw可知，c(H+)==10-13mol•L-1，所以pH=13；

（4）等浓度等体积的CH3COONa和NaCN混合后，CN-离子水解程度大于CH3COO-，混合溶液显碱性，

混合溶液中各离子浓度的大小关系是：C(Na+)> C(CH3COO-)> C(CN-)> C(OH-)> C(H+)；

（5）某二元酸H2B在水中的电离方程式为H2B ＝H+ + HB— ；HB—H++ B2-，则NaHB溶液中HB-只电离不水解，溶液一定显酸性。

考点：考查弱电解质的电离及其影响和离子浓度大小的比较。