Question

【題目】電離平衡常數(shù)是衡量弱電解質電離程度強弱的量。已知如表數(shù)據。

化學式	電離平衡常數(shù)(25 ℃)
HCN	K＝4.9×10－10
CH3COOH	K＝1.8×10－5
H2CO3	K1＝4.3×10－7、K2＝5.6×10－11

(1)25 ℃時，有等濃度的NaCN溶液、Na2CO3溶液、CH3COONa溶液，三種溶液的pH由大到小的順序為______________________________。

(2)25 ℃時，pH＝3的CH3COOH溶液和pH＝11的NaOH溶液混合，若所得溶液顯酸性，則c(Na＋)______________(填“>”“<”或“＝”)c(CH3COO－)。

(3)NaCN溶液中通入少量CO2，所發(fā)生反應的化學方程式為___________________________________。

(4) 25 ℃時， pH＝8的CH3COONa溶液中，c(Na＋)－c(CH3COO－) ＝__________________。

Answer 1

【答案】 Na2CO3溶液＞NaCN溶液＞CH3COONa溶液 < NaCN＋H2O＋CO2===HCN＋NaHCO3 9.9×10－7 mol·L－1

【解析】（1）由于電離平衡常數(shù)CH3COOH＞ HCN＞ HCO3-。電離平衡常數(shù)越大，溶液的酸性越強，鹽的水解程度越大，鹽水解的程度越小，溶液的PH越小。所以有等濃度的NaCN溶液、Na2CO3溶液、CH3COONa溶液，三種溶液的pH由大到小的順序為Na2CO3＞NaCN＞CH3COONa；(2)25 ℃時，pH＝3的CH3COOH溶液和pH＝11的NaOH溶液混合，溶液中存在電荷守恒：c(Na＋)+ c(H+)= c(CH3COO－)+ c(OH-)，若所得溶液顯酸性， c(H+)＞c(OH-)，則c(Na＋) <c(CH3COO－)；（3）由于酸性H2CO3＞ HCN ＞HCO3-，所以向NaCN溶液中通入少量CO2，發(fā)生反應的化學方程式為NaCN＋H2O＋CO2=HCN＋NaHCO3；(4) 25 ℃時， pH＝8的CH3COONa溶液中，c(H+)= 10－8mol·L－1，c(OH-)= 10－6mol·L－1，溶液中存在電荷守恒c(Na＋)+ c(H+)= c(CH3COO－)+ c(OH-)，則c(Na＋)－c(CH3COO－) ＝c(OH-)- c(H+)=10－6mol·L－1- 10－8mol·L－1=9.9×10－7mol·L－1。