Question

【題目】（一）將AgCl溶于水形成飽和溶液

（1）寫出沉淀溶解平衡方程式___________________________________， 寫出AgCl的Ksp表達式________________________________________

（2）若向該飽和溶液中加入NaCl固體，則C(Ag+)_____(填“增大”或“減少”

（二）常溫下，有濃度均為0.1molL-1的下列4種溶液：

①NaCN溶液②NaOH溶液③CH3COONa溶液④NaHCO3溶液

HCN	H2CO3	CH3COOH
Ka=4.9×10-10	Ka1=4×10-7 Ka2=5.6×10-11	Ka=1.7×10-5

（1）這4種溶液pH最小的是______(填序號)；

（2）①中各離子濃度由大到小的順序是_______________________；

（3）④的水解方程式為______________________________________；它的水解平衡常數(shù)經(jīng)過計算為______；

（4）25℃時，測得HCN和NaCN的混合溶液的pH=11，則c(HCN)和c(CN-)之比為____________，向NaCN溶液中通入少量CO2，則發(fā)生反應的離子方程式為_____________________________________________。

Answer 1

【答案】AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq) Ksp=c(Ag+)c(Cl-) 減少 ③ c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+) HCO3-+H2O H2CO3-+ OH-； 2.510-8 0.02 CN-+CO2+H2O=HCN+HCO3-

【解析】

（1）由對應酸的電離平衡常數(shù)酸性CH3COOH> H2CO3 > HCN > HCO3 -，酸性越弱對應鹽的水解程度越大，溶液的堿性最強，判斷則溶液堿性的強弱；

（2）根據(jù)NaCN溶液中CN-離子水解，溶液顯堿性判斷溶液中離子濃度的大小；

（3）根據(jù)水解常數(shù)為Kh=關系進行計算。

（1）AgCl屬于難溶性強電解質(zhì)，溶于水形成飽和溶液存在著AgCl沉淀溶解平衡，其沉淀溶解平衡方程式為AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq); 沉淀溶解平衡常數(shù)Ksp=c(Ag+)c(Cl-)；答案：AgCl(s)Ag+(aq)+Cl-(aq); Ksp=c(Ag+)c(Cl-)；

（2）溫度不變，Ksp不變，向該飽和AgCl溶液中加入NaCl固體，c(Cl-)增大，根據(jù)Ksp=c(Ag+)c(Cl-)，則C(Ag+)減少；答案：減少；

（二）(1)由對應酸的電離平衡常數(shù)分析可知:酸性CH3COOH> H2CO3 > HCN > HCO3 -，酸性越弱對應鹽的水解程度越大，溶液的堿性最強，則溶液中堿性②NaOH溶液>①NaCN溶液>④NaHCO3溶液>③CH3COONa溶液，這4種溶液pH最小的是: ③CH3COONa溶液；答案：③；
(2) NaCN溶液中CN-離子水解，溶液顯堿性，溶液中離子濃度大小為:c(Na+)> c(CN-)> c(OH- )> c(H+)；答案：c(Na+)> c(CN-)> c(OH- )> c(H+)；
（3）④為NaHCO3溶液，弱根離子為HCO3-，發(fā)生水解反應的方程式為HCO3-+H2O H2CO3-+ OH-;答案：HCO3-+H2O H2CO3-+ OH-；
④NaHCO3溶液中碳酸氫根離子水解, HCO3-+H2O H2CO3-+ OH-，水解常數(shù)為Kh= [c(OH-)c(H2CO3) ]/ c( HCO3- )===2.510-8;故答案為: HCO3-+H2O H2CO3-+ OH-;2.510-8;

（4）25°C時，測得HCN和NaCN的混合溶 液的pH= 11，====0.02； 碳酸的一級電離常數(shù)大于HCN的電離常數(shù)，二級電離常數(shù)小于HCN的電離常數(shù)，故碳酸的酸性強于HCN，為碳酸氫根的酸性溶于HCN, 故向NaCN溶液中通入少量CO2，反應生成HCN與NaHCO3，該反應離子方程式為: CN-+CO2+H2O=HCN+HCO3-故答案為: 0.02 ; CN-+CO2+H2O=HCN+HCO3-。