Question

【題目】弱電解質有許多如：醋酸、碳酸、氫氰酸、一水合氨等，已知25℃時，醋酸、碳酸、氫氰酸的電離平衡常數(shù)如下表

氫氰酸	碳酸	醋酸
Ka=6.2×10-10	Ka1=4.2×10-7 Ka2=5.6×10-11	Ka=1.7×10-5

（1）25℃時，pH相等的三種溶液①CH3COONa溶液、②Na2CO3溶液、③NaCN溶液，濃度由大到小的順序為____(填序號)。

（2）25℃時，向NaCN溶液中通入少量CO2，反應的離子方程式為_________。

（3）將濃度為0.02mol/L的HCN 與0.01mol/LNaOH 溶液等體積混合，則混合溶液中c(H+) _____c(OH-)（用 < > = 填空）

（4）常溫下，向濃度為0.1 mol·L－1、體積為V L的氨水中逐滴加入一定濃度的鹽酸，用pH計測溶液的pH隨鹽酸的加入量而降低的滴定曲線，d點兩種溶液恰好完全反應。根據(jù)圖中信息回答下列問題：

①該溫度時NH3·H2O的電離常數(shù)K＝______。

②比較b、c、d三點時的溶液中，由水電離出的c(H＋)由大到小順序為________。

③滴定時，由b點到c點的過程中，下列各選項中數(shù)值保持不變的是________(填字母，下同)。

A．c(H＋)·c(OH-) B.

C. D.

④根據(jù)以上滴定曲線判斷下列說法正確的是________(溶液中N元素只存在NH和NH3·H2O兩種形式)。

A．點b所示溶液中：c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(NH3·H2O)

B．點c所示溶液中：c(Cl－)＝c(NH3·H2O)＋c(NH)

C．點d所示溶液中：c(Cl－)>c(H＋)>c(NH)>c(OH－)

D．滴定過程中可能有：c(NH3·H2O)>c(NH)>c(OH－)>c(Cl－)>c(H＋)

Answer 1

【答案】①>③>② CN-+CO2+H2O=HCN+HCO < 10-5 d＞c＞b ACD D

【解析】

(1)醋酸電離常數(shù)大于氫氰酸大于碳酸氫根離子，電離常數(shù)越大，酸性越強；根據(jù)越弱越水解進行判斷；

(2) 向NaCN溶液中通入少量CO2，H2CO3酸性大于HCN大于HCO，所以反應生成氰酸和碳酸氫鈉；

(3)等體積混合濃度減半，溶液中的溶質是物質的量濃度均為0.005mol/L的NaCN和HCN；

(4)①滴定前氨水中c（H+）=10-11mol/L，利用水的離子積常數(shù)求氫氧根離子的濃度，再求一水合氨的電離平衡常數(shù)；

②在b點時，溶質為氨水和氯化銨，氨水的電離程度大于氯化銨的水解程度，溶液為堿性，對水的電離平衡起到抑制作用；在c點時，溶質為氨水和氯化銨，氨水的電離程度等于氯化銨的水解程度，溶液為中性，對水的電離平衡無影響；在d點時，溶質為氯化銨，氯化銨發(fā)生水解，溶液為酸性，對水的電離平衡促進；

③A.溫度不變，水的離子積常數(shù)不變；

B.由b點到c點加酸的過程中，c（H+）增大，c（OH-）不斷減��；

C. ，溫度不變，電離平衡常數(shù)不變；

D. ，溫度不變，該比值也不變；

④A．點b反應后溶液是NH4Cl與NH3·H2O物質的量之比為1：1的混合物，溶液呈堿性，結合三大守恒判斷；

B．點c時pH=7，即c（OH-）=c（H+），由電荷守恒判斷；

C．點d恰好完全反應生成NH4Cl，NH4Cl水解溶液呈酸性；

D．當NH3·H2O較多，滴入的HCl較少時，生成NH4Cl少量，溶液中NH3·H2O濃度遠大于NH4Cl濃度；

(1)依據(jù)圖表數(shù)據(jù)分析，醋酸電離常數(shù)大于氫氰酸大于碳酸氫根離子，所以pH相等的三種溶液：①CH3COONa溶液、②Na2CO3溶液、③NaCN溶液，水解程度相同，且越弱越水解，則濃度由大到小的順序為：①>③>②，故答案為：①>③>②；

(2) 向NaCN溶液中通入少量CO2，H2CO3酸性大于HCN大于HCO，所以反應生成氰酸和碳酸氫鈉，反應的化學方程式為：NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3，其反應的離子方程式為: CN-+CO2+H2O=HCN+HCO，故答案為：CN-+CO2+H2O=HCN+HCO；

(3) 將0.02mol/L的HCN與0.01mol/L的NaOH溶液等體積混合，溶液中的溶質是物質的量濃度均為0.005mol/L的NaCN和HCN，則c(Na+)>c(CN-)，根據(jù)電荷守恒可知：c(H+)<c(OH-)，故答案為：<；

(4)①滴定前氨水中c（H+）=10-11mol/L，利用水的離子積常數(shù)可得：，一水合氨的電離平衡常數(shù)：，故答案為：10-5；

②在b點時，溶質為氨水和氯化銨，氨水的電離程度大于氯化銨的水解程度，溶液為堿性，對水的電離平衡起到抑制作用；在c點時，溶質為氨水和氯化銨，氨水的電離程度等于氯化銨的水解程度，溶液為中性，對水的電離平衡無影響；在d點時，溶質為氯化銨，氯化銨發(fā)生水解，溶液為酸性，對水的電離平衡促進；所以b、c、d三點時的溶液中，水電離的c（H+）大小順序是d＞c＞b，故答案為：d＞c＞b；

③A.溫度不變，水的離子積常數(shù)不變，所以c（＋）·c（OH-）不變，A正確；

B.由b點到c點加酸的過程中，c（H+）增大，c（OH-）不斷減小，故增大，B錯誤；

C. ，溫度不變，電離平衡常數(shù)不變，C正確；

D. ，溫度不變，該比值也不變，D正確；故答案為：ACD；

④A．由圖象可知，點b反應后溶液是NH4Cl與NH3·H2O物質的量之比為1：1的混合物，溶液呈堿性，說NH3·H2O的電離程度大于NH4Cl的水解程度，由電荷守恒可知：c（C1-）＋c（OH-）=c（NH4+）＋c（H+），物料守恒為：2c（C1-）=c（NH4+）＋c（NH3·H2O），質子守恒為：2c（OH-）＋c（NH3·H2O）=c（NH4+）＋2c（H+）；A錯誤；

B．點c時pH=7，即c（OH-）=c（H+），由電荷守恒可知：c（C1-）＋c（OH-）=c（NH4+）＋c（H+），故c（NH4+）=c（C1-）＞c（OH-）=c（H+），B錯誤；

C．點d恰好完全反應生成NH4Cl，NH4Cl水解溶液呈酸性，則c（C1-）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（OH-），C錯誤；

D．當NH3·H2O較多，滴入的HCl較少時，生成NH4Cl少量，溶液中NH3·H2O濃度遠大于NH4Cl濃度，可能出現(xiàn)c（NH3H2O）＞c（NH4+）＞c（OH-）＞c（C1-）＞c（H+），D正確；故答案為：D。