Question

3．描述弱電解質(zhì)電離情況可以用電離度和電離平衡常數(shù)表示，表1是常溫下幾種弱酸的電離平衡常數(shù)（K_a）和弱堿的電離平衡常數(shù)（K_b），表2是常溫下幾種難（微）溶物的溶度積常數(shù)（K_sp）．
表1

酸或堿	電離平衡常數(shù)（Ka或Kb）
CH3COOH	1.8×10-5
HNO2	4.6×10-4
HCN	5×10-10
HClO	3×10-8
NH3•H2O	1.8×10-5

表2

難（微）溶物	溶度積常數(shù)（Ksp）
BaSO4	1×10-10
BaCO3	2.6×10-9
CaSO4	7×10-5
CaCO3	5×10-9

請回答下面問題：
（1）表1所給的四種酸中，酸性最弱的是HCN（用化學式表示）．下列能使醋酸溶液中CH₃COOH的電離程度增大，而電離常數(shù)不變的操作是B（填序號）．
A．升高溫度      B．加水稀釋     C．加少量的CH₃COONa固體      D．加少量冰醋酸
（2）CH₃COONH₄的水溶液呈中性（選填“酸性”、“中性”或“堿性”），溶液中各離子濃度大小關(guān)系是c（NH₄⁺）=c（CH₃COO^-）＞c（OH^-）=c（H⁺）．
（3）物質(zhì)的量之比為1：1的NaCN和HCN的混合溶液，其pH＞7，該溶液中電荷守恒等式為c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CN^-）+c（OH^-）．
（4）工業(yè)中常將BaSO₄轉(zhuǎn)化為BaCO₃后，再將其制成各種可溶性的鋇鹽（如BaCl₂）．具體做法是用飽和的純堿溶液浸泡BaSO₄粉末，并不斷補充純堿，最后BaSO₄轉(zhuǎn)化為BaCO₃．現(xiàn)有足量的BaSO₄懸濁液，在該懸濁液中加純堿粉末并不斷攪拌，為使SO₄^2-物質(zhì)的量濃度不小于0.01mol•L^-1，則溶液中CO₃^2-物質(zhì)的量濃度應≥0.26mol•L^-1．

Answer 1

分析 （1）電離常數(shù)越大，酸性越強；電離程度增大，電離平衡向正方向移動，電離常數(shù)不變，則溫度不變；
（2）電離常數(shù)相同，則醋酸根離子與銨根離子的水解程度相同；中性溶液中c（OH^-）=c（H⁺），結(jié)合電荷守恒分析；
（3）物質(zhì)的量之比為1：1的NaCN和HCN的混合溶液中存在的離子有Na⁺、H⁺、CN^-、OH^-；
（4）可以根據(jù)硫酸鋇、碳酸鋇的溶解度計算出使SO₄^2-物質(zhì)的量濃度不小于0.01mol•L^-1，則溶液中CO₃^2-物質(zhì)的量濃度．

解答 解：（1）由表1所給的四種酸的電離常數(shù)可知，HCN的電離常數(shù)最小，電離常數(shù)越小，酸性越弱，所以酸性最弱的是HCN；能使醋酸溶液中CH₃COOH的電離程度增大，說明電離平衡向正方向移動，電離常數(shù)不變，則溫度不變，所以是加水稀釋，而加少量的CH₃COONa固體或冰醋酸，電離程度均減�。�
故答案為：HCN；B．
（2）醋酸和一水合氨的電離常數(shù)相同，在溶液中的電離程度相同，則醋酸根離子與銨根離子的水解程度相同，所以CH₃COONH₄的水溶液呈中性，溶液中各離子濃度大小關(guān)系是c（NH₄⁺）=c（CH₃COO^-）＞c（OH^-）=c（H⁺）；
故答案為：中性；c（NH₄⁺）=c（CH₃COO^-）＞c（OH^-）=c（H⁺）；
（3）物質(zhì)的量之比為1：1的NaCN和HCN的混合溶液中存在的離子有Na⁺、H⁺、CN^-、OH^-，則溶液中電荷守恒為：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CN^-）+c（OH^-）；
故答案為：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CN^-）+c（OH^-）；
（4）SO₄^2-物質(zhì)的量濃度為0.01mol•L^-1時，鋇離子的濃度為：c（Ba²⁺）=$\frac{1×1{0}^{-10}}{0.01}$mol/L=1×10^-8mol/L，若使SO₄^2-物質(zhì)的量濃度不小于0.01mol•L^-1，則鋇離子濃度應該大于1×10^-8mol/L；當鋇離子濃度為1×10^-8mol/L時，則溶液中碳酸根離子濃度為：$\frac{2.6×1{0}^{-9}}{1×1{0}^{-8}}$mol/L=0.26mol/L，所以當碳酸根離子濃度≥0.26mol/L時，鋇離子濃度小于1×10^-8mol/L，則SO₄^2-物質(zhì)的量濃度不小于0.01mol/L，
故答案為：0.26．

點評 本題考查了弱電解質(zhì)的電離平衡、離子濃度大小比較、難溶物的溶解平衡及沉淀轉(zhuǎn)化本質(zhì)，題目難度中等，明確電離平衡常數(shù)的含義是解本題的關(guān)鍵，結(jié)合電荷守恒來分析解答即可；（4）為難點、易錯點，注意合理分析、處理題中信息．