Question

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。

化学式	电离平衡常数（25℃）
NH3·H2O	Kb=1.77×10^-5
HCN	Ka=4.93×10^-10
CH3COOH	Ka=1.76×10^-5
H2CO3	Ka1=4.30×10^-7,Ka2=5.61×10^-11

（1）25℃时，pH=11的NaCN溶液中水电离出的c（OH^-）____________mol/L。

（2）25℃时，有等浓度的NaCN溶液、Na₂CO₃溶液、CH₃COONa溶液，三种溶液的pH由大到小的顺序为________。

（3）NH₄Cl溶液呈______性（填“酸”、“碱”或“中”，下同），NH₄HCO₃溶液呈_______性，0.1mol/LNH₄HCO₃溶液中物质的量浓度最大的离子是_________（填化学式）。

（4）25℃时，等浓度的CH₃COOH溶液和CH₃COONa溶液等体积混合，混合溶液中各种离子浓度大小_________。

（5）向NaCN溶液中通入少量CO₂，所发生反应的化学方程式______________。

Answer

（1） 10－3    （2） Na2CO3＞NaCN＞CH3COONa   （3） 酸  碱   NH4+ 

（4）c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)     （5） NaCN＋H2O＋CO2=HCN＋NaHCO3

【解析】

试题分析：（1）PH=11，c(H+)=10-11mol/L,因为c(H+)·c(OH-)=10-14,所以c(OH-)=10-14/10-11=10-3mol/L.（2）由于电离平衡常数CH3COOH＞ HCN＞ HCO3-。电离平衡常数越大，溶液的酸性越强，盐的水解程度越大，盐水解的程度越小，溶液的PH越小。所以有等浓度的NaCN溶液、Na2CO3溶液、CH3COONa溶液，三种溶液的pH由大到小的顺序为Na2CO3＞NaCN＞CH3COONa。（3）NH4Cl是强酸弱碱盐，弱碱根离子水解消耗氢氧根离子使溶液呈酸性。由于电离平衡常数NH3·H2O ＞ H2CO3，所以HCO3-的水解程度大于NH4+的水解程度。所以NH4HCO3溶液呈碱性。在0.1mol/LNH4HCO3溶液中物质的量浓度最大的离子是NH4HCO3=NH4++HCO3-。在溶液中盐电离产生的离子比水电离产生的离子的浓度大的多。由于NH4+的水解程度小于HCO3-的水解程度，所以在该溶液中离子浓度最大的为NH4+。（4）等浓度的CH3COOH溶液和CH3COONa溶液等体积混合由于醋酸的电离作用大于醋酸根离子的水解作用，所以c(CH3COO－)＞c(Na＋)， c(H＋)＞c(OH－) ，盐电离产生的离子比水电离产生的离子的浓度要大的多，所以各离子的浓度大小关系是c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)。（5）由于酸性H2CO3＞ HCN ＞HCO3-，所以向NaCN溶液中通入少量CO2，发生反应的化学方程式为NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3。

考点：考查不同的弱酸及盐之间的反应的规律。