Question

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

化學(xué)式	HSCN	CH3COOH	HCN	H2CO3	HClO
電離平衡常數(shù)	1.3×10-1	1.8×10-5	6.2×10-10	Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11	3.0×10-8

回答下列問題：
（1）寫出碳酸的第一級(jí)電離平衡常數(shù)表達(dá)式：Ka₁=$\frac{c（{H}^{+}）c（HC{{O}_{3}}^{-}）}{c（{H}_{2}C{O}_{3}）}$．
（2）物質(zhì)的量濃度均為0.1mol/L的六種溶液：
a．CH₃COONa、b．Na₂CO₃、c．NaClO、d．NaHCO₃、e．NaSCN   f．NaCN
pH由大到小的順序?yàn)閎＞f＞c＞d＞a＞e（用編號(hào)填寫）．
（3）25℃時(shí)，將20mL0.1mol•L^-1CH₃COOH溶液和20mL0.1mol•L^-1HSCN溶液分別與20mL 0.1mol•L^-1NaHCO₃溶液混合，實(shí)驗(yàn)測得產(chǎn)生的氣體體積（V）隨時(shí)間（t）的變化如圖所示．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(qiáng)，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)束后所得兩溶液中，c（CH₃COO^-）＜c（SCN^-）（填“＞”、“＜”或“=”）
（4）25℃時(shí)，NaCN與HCN的混合溶液，若測得pH=8，則溶液中
c（Na⁺）-c（CN^-）=10^-6-10^-8mol/L（填代入數(shù)據(jù)后的計(jì)算式，不必算出具體數(shù)值）．$\frac{c（C{N}^{-}）}{c（HCN）}$=$\frac{6.2×1{0}^{-10}}{1{0}^{-8}}$ （填代入數(shù)據(jù)后的計(jì)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^-．
（6）25C時(shí)，0.18mol/L醋酸鈉溶液的PH約為9．

Answer 1

分析 （1）碳酸為二元弱酸，溶液中分步電離，電離平衡常數(shù)=$\frac{離子濃度積}{碳酸的濃度}$；
（2）電離平衡常數(shù)大小比較酸的強(qiáng)弱，酸越弱對(duì)應(yīng)鹽水解程度越大，以此解答該題；
（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(qiáng)，再利用鹽類水解的規(guī)律來分析離子濃度的關(guān)系；
（4）25℃時(shí)，NaCN與HCN的混合溶液，若測得pH=8，則溶液中c（Na⁺）-c（CN^-）可以依據(jù)電荷守恒計(jì)算得到，溶液中HCN的電離平衡常數(shù)計(jì)算得到比值；
（5）酸性強(qiáng)弱HClO＞HCO₃^-，根據(jù)強(qiáng)酸制取弱酸知，二者反應(yīng)生成碳酸氫鈉和次氯酸；
（6）醋酸鈉水解離子方程式為CH₃COO^-+H₂O=CH₃COOH+OH^-，設(shè)溶液中c（OH^-）=xmol/L，CH₃COONa水解程度很小，計(jì)算時(shí)可將CH₃COO^-的平衡濃度看成是CH₃COONa溶液的濃度，所以該溶液水解平衡常數(shù)K=$\frac{c（O{H}^{-}）c（C{H}_{3}COOH）}{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}$=$\frac{Kw}{Ka}$=$\frac{{x}^{2}}{0.18}$=$\frac{1{0}^{-14}}{1..8×1{0}^{-5}}$，x=10^-5，溶液中c（H⁺）=$\frac{Kw}{c（O{H}^{-}）}$=$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-5}}$mol/L=10^-9mol/L，pH=-lgc（H⁺）．

解答 解：（1）碳酸為二元弱酸，溶液中分步電離，H₂CO₃?HCO₃^-+H⁺，HCO₃^-?H⁺+CO₃^2-，一級(jí)電離平衡常數(shù)表達(dá)式：Ka₁=$\frac{c（{H}^{+}）c（HC{{O}_{3}}^{-}）}{c（{H}_{2}C{O}_{3}）}$，
故答案為：$\frac{c（{H}^{+}）c（HC{{O}_{3}}^{-}）}{c（{H}_{2}C{O}_{3}）}$；
（2）物質(zhì)的量濃度均為0.1mol/L的六種溶液：a．CH₃COONa、b．Na₂CO₃、c．NaClO、d．NaHCO₃、e．NaSCN   f．NaCN，由電離平衡常數(shù)大小比較得到酸性，
HSCN＞CH₃COOH＞H₂CO₃＞HClO＞HCN＞HCO₃^-，則鹽溶液的水解程度NaSCN＜CH₃COONa＜NaHCO₃＜NaClO＜NaCN＜Na₂CO₃ ，pH由大到小的順序?yàn)椋篵＞f＞c＞d＞a＞e，
故答案為：b＞f＞c＞d＞a＞e；
（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(qiáng)，其溶液中c（H⁺）較大，故其溶液與NaHCO₃溶液的反應(yīng)速率快；＜；
（4）25℃時(shí)，NaCN與HCN的混合溶液，若測得pH=8，溶液中c（H⁺）=10^-8mol/L，c（OH^-）=$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-8}}$=10^-6mol/L，溶液中存在電荷守恒：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CN^-）+c（OH^-），則溶液中c（Na⁺）-c（CN^-）=c（OH^-）-c（H⁺）=10^-6mol/L-10^-8mol/L，NaCN與HCN的混合溶液中HCN存在電離平衡：HCN?H⁺+CN^-，K=$\frac{c（{H}^{+}）c（C{N}^{-}）}{c（HCN）}$=6.2×10^-10，得到$\frac{c（C{N}^{-}）}{c（HCN）}$=$\frac{6.2×1{0}^{-10}}{1{0}^{-8}}$
故答案為：10^-6-10^-8；$\frac{6.2×1{0}^{-10}}{1{0}^{-8}}$；
（5）酸性強(qiáng)弱HClO＞HCO₃^-，根據(jù)強(qiáng)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^-；
（6）醋酸鈉水解離子方程式為CH₃COO^-+H₂O=CH₃COOH+OH^-，設(shè)溶液中c（OH^-）=xmol/L，CH₃COONa水解程度很小，計(jì)算時(shí)可將CH₃COO^-的平衡濃度看成是CH₃COONa溶液的濃度，所以該溶液水解平衡常數(shù)K=$\frac{c（O{H}^{-}）c（C{H}_{3}COOH）}{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}$=$\frac{Kw}{Ka}$=$\frac{{x}^{2}}{0.18}$=$\frac{1{0}^{-14}}{1..8×1{0}^{-5}}$，x=10^-5，溶液中c（H⁺）=$\frac{Kw}{c（O{H}^{-}）}$=$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-5}}$mol/L=10^-9mol/L，pH=-lgc（H⁺）=9．
故答案為：9．

點(diǎn)評(píng) 本題以弱電解質(zhì)的電離為載體考查了離子方程式的書寫、酸性強(qiáng)弱判斷，根據(jù)電離平衡常數(shù)確定酸性強(qiáng)弱，再結(jié)合強(qiáng)酸制取弱酸來分析解答，物質(zhì)的量不同導(dǎo)致其反應(yīng)方程式不同，為易錯(cuò)點(diǎn)，題目難度中等．