Question

10．已知 25℃時部分弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)數(shù)據(jù)如表：

化學式	HSCN	CH3COOH	H2CO3	HClO
電離平衡常數(shù)	1.3×10-1	1.8×10-5	Ka1=4.3×10-1Ka2=5.6×10-1	3.0×10-8

回答下列問題：
（1）寫出碳酸的主要的電離方程式H₂CO₃?H⁺+HCO₃^-．若將碳酸飽和溶液稀釋 10 倍，則稀釋后的溶液中 c（H⁺）大于原來的十分之一（填“大于”、“小于”或“等于”）．
（2）物質(zhì)的量濃度均為 0.1mol/L 的五種溶液：pH 由小到大的順序為e＜a＜d＜c＜b（用編號填寫）．
a．CH₃COONa  b．Na₂CO₃  c．NaClO   d．NaHCO₃  e．NaSCN
（3）25℃時，將 20mL0.1mol•L^-1CH COOH 溶液和 20mL0.1mol•L^-1HSCN 溶液分別與 20mL0.1mol•L^-1NaHCO  溶液混合，實驗測得產(chǎn)生的氣體體積（V）隨時間（t）的變化如圖．反應(yīng)初始階段兩種溶液產(chǎn)生 CO₂氣體的速率存在明顯差異的原因是HSCN的酸性比CH₃COOH強，其溶液中c（H⁺）較大，故其溶液與NaHCO₃溶液的反應(yīng)速率快反應(yīng)結(jié)束后，假設(shè) NaHCO₃完全反應(yīng)且氣體全部逸出，則所得兩溶液中，c（CH₃COO）＜c（SCN）（填“＞”、“＜”或“=”）
（4）25℃時，CH₃COONa 與 CH₃COOH 的混合溶液，若測得 pH=8，則溶液中c（Na⁺）-c（CH₃COO^-）=10^-6-10^-8mol/L（填代入數(shù)據(jù)后的計算式，不必算出具體數(shù)值）．
（5）向 NaClO 溶液中通入少量的 CO₂，發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為ClO^-+CO₂+H₂O═HClO+HCO₃^-．

Answer 1

分析 （1）碳酸是二元弱酸，分步電離，第一步電離會抑制第二步電離，將碳酸溶液加水稀釋，溶液酸性減弱，但促進碳酸的電離，據(jù)此分析；
（2）據(jù)弱酸的電離平衡常數(shù)，判斷弱酸的酸性強弱，越弱越水解，電離程度越大，溶液pH越大，據(jù)此分析；
（3）由生成二氧化碳的曲線斜率可知HSCN反應(yīng)較快，則可知HSCN中中c（H⁺）較大，說明HSCN酸性較強，再利用鹽類水解的規(guī)律來分析離子濃度的關(guān)系；
（4）根據(jù)溶液中的電荷守恒和物料守恒來計算；
（5）酸性強弱HClO＞HCO₃^-，根據(jù)強酸制取弱酸知，二者反應(yīng)生成碳酸氫鈉和次氯酸．

解答 解：（1）碳酸的主要的電離方程式為H₂CO₃?H⁺+HCO₃^-，碳酸溶液加水稀釋，促進碳酸的電離，稀釋后的溶液中 c（H⁺） 大于原來的十分之一，
故答案為：H₂CO₃?H⁺+HCO₃^-；大于；
（2）據(jù)弱酸的電離平衡常數(shù)可知，酸性HSCN＞CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，酸性越弱，其酸根離子的水解程度越大，溶液pH越大，所以等物質(zhì)的量濃度的a．CH₃COONa  b．Na₂CO₃  c．NaClO   d．NaHCO₃  e．NaSCN溶液的pH由小到大的順序為e＜a＜d＜c＜b，故答案為：e＜a＜d＜c＜b；
（3）由K_a（CH₃COOH）=1.8×10^-5和K_a（HSCN）=0.13可知，CH₃COOH的酸性弱于HSCN的，即在相同濃度的情況下HSCN溶液中H⁺的濃度大于CH₃COOH溶液中H⁺的濃度，濃度越大反應(yīng)速率越快；又酸越弱，反應(yīng)生成的相應(yīng)的鈉鹽越易水解，即c（CH₃COO^-）＜c（SCN^-），
故答案為：HSCN的酸性比CH₃COOH強，其溶液中c（H⁺）較大，故其溶液與NaHCO₃溶液的反應(yīng)速率快；＜；
（4）CH₃COOH與CH₃COONa的混合溶液中，存在電荷守恒：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（CH₃COO^-），所以c（CH₃COO^-）-c（Na⁺）=c（H⁺）-c（OH^-）=10^-6mol/L-10^-8mol/L，
故答案為：10^-6-10^-8；
（5）酸性強弱HClO＞HCO₃^-，根據(jù)強酸制取弱酸知，二者反應(yīng)生成碳酸氫鈉和次氯酸，離子方程式為ClO^-+CO₂+H₂O═HClO+HCO₃^-，
故答案為：ClO^-+CO₂+H₂O═HClO+HCO₃^-．

點評 本題考查了鹽類水解、弱酸的電離平衡常數(shù)與酸性強弱的關(guān)系、弱酸的電離平衡的移動，注意越弱越水解，題目難度不大．