Question

19．（1）已知25℃時有關弱酸的電離平衡常數：

弱酸化學式	HSCN	CH3COOH	HCN	H2CO3
電離平衡常數	1.3×10-1	1.8×10-5	4.9×10-10	K1=4.3×10-7　　K2=5.6×10-11

①同溫度下，等pH值的NaHCO₃、NaCN、Na₂CO₃溶液的物質的量濃度由大到小的順序為NaHCO₃＞NaCN＞Na₂CO₃．
②若保持溫度不變，在醋酸溶液中加入一定量氨氣，下列量會變小的是b（填序號）
a．c（CH₃COO^-）   b．c（H⁺）   c．K_W   d．醋酸電離平衡常數．
（2）上述提供的同濃度酸中，酸性最強的是HSCN；酸性最弱的是HCO₃^-；若向NaCN溶液中通入少量的CO₂，發(fā)生反應的離子方程式CN^-+H₂O+CO₂=HCN+HCO₃^-．
（3）CO₂可用NaOH溶液吸收得到Na₂CO₃或NaHCO₃．Na₂CO₃俗稱純堿，該溶液中離子濃度由大到小的順序為c（Na⁺）＞c（CO₃^2-）＞c（OH^-）＞c （HCO₃^-）＞c（H⁺）；同濃度的碳酸鈉溶液和碳酸氫鈉溶液pH較大的是Na₂CO₃．

Answer 1

分析 （1）①弱酸根離子水解程度越大，同溫下相同pH值的鈉鹽溶液濃度越��；
②若保持溫度不變，在CH₃COOH溶液中加入一定量氨氣，CH₃COOH電離生成的H⁺和NH₃反應生成NH₄⁺，促進CH₃COOH電離，離子積常數、電離平衡常數只與溫度有關；
（2）相同濃度的這幾種酸中，酸的電離平衡常數越大，酸的酸性越強；HCN電離平衡常數小于H₂CO₃第一步電離平衡常數而大于第二步電離平衡常數，所以若向NaCN溶液中通入少量的CO₂，二者反應生成碳酸氫鈉和HCN；
（3）碳酸鈉是強堿弱酸鹽，碳酸根離子水解導致溶液呈堿性，其第一步電離程度遠遠大于第二步電離程度，結合電荷守恒判斷溶液中離子濃度大小順序；相同濃度的碳酸鈉和碳酸氫鈉溶液，弱酸根離子水解程度越大，溶液的堿性越強，pH越大．

解答 解：（1）①弱酸根離子水解程度越大，同溫下相同pH值的鈉鹽溶液濃度越小，酸的電離平衡常數越大，相對應的酸根離子水解程度越小，根據表中數據知，酸根離子水解程度大小順序是CO₃^2-＞CN^-＞HCO₃^-，所以這三種鹽濃度大小順序是NaHCO₃＞NaCN＞Na₂CO₃，故答案為：NaHCO₃＞NaCN＞Na₂CO₃；
②若保持溫度不變，在CH₃COOH溶液中加入一定量氨氣，CH₃COOH電離生成的H⁺和NH₃反應生成NH₄⁺，促進CH₃COOH電離，
a．促進醋酸電離，則溶液中c（CH₃COO^-）增大，故錯誤；
b．醋酸電離生成的氫離子和氨氣反應生成銨根離子，導致溶液中c（H⁺）減小，故正確；
c．K_W只與溫度有關，溫度不變，離子積常數不變，故錯誤；
d．醋酸電離平衡常數只與溫度有關，溫度不變，醋酸電離平衡常數不變，故錯誤；
故選b；
（2）相同濃度的這幾種酸中，酸的電離平衡常數越大，酸的酸性越強，根據表中數據知，酸性最強的是HSCN，最弱的是HCO₃^-；HCN電離平衡常數小于H₂CO₃第一步電離平衡常數而大于第二步電離平衡常數，所以若向NaCN溶液中通入少量的CO₂，二者反應生成碳酸氫鈉和HCN，離子方程式為CN^-+H₂O+CO₂=HCN+HCO₃^-，
故答案為：HSCN；HCO₃^-；CN^-+H₂O+CO₂=HCN+HCO₃^-；
（3）Na₂CO₃為強堿弱酸鹽，水解呈堿性，在溶液中存在CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-，HCO₃^-+H₂O?H₂CO₃+OH^-，因CO₃^2-水解水解顯堿性，且第一步水解大于第一步電離，則離子濃度關系為：c（Na⁺）＞c（CO₃^2-）＞c（OH^-）＞c （HCO₃^-）＞c（H⁺）；
相同濃度的碳酸鈉和碳酸氫鈉溶液，弱酸根離子水解程度越大，溶液的堿性越強，pH越大，水解程度CO₃^2-＞HCO₃^-，所以相同濃度的Na₂CO₃和NaHCO₃溶液中，pH較大的是Na₂CO₃，
故答案為：c（Na⁺）＞c（CO₃^2-）＞c（OH^-）＞c （HCO₃^-）＞c（H⁺）；Na₂CO₃．

點評 本題考查弱電解質的電離及鹽類水解，為高頻考點，側重考查學生分析、判斷能力，明確弱電解質電離平衡常數與其相對應的弱離子水解程度關系是解本題關鍵，注意碳酸及碳酸氫根離子所對應的酸根離子，為易錯點．