Question

已知25℃時部分弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)數(shù)據(jù)如下表

化學(xué)式	電離常數(shù)（25℃）
HCN	K=4.9×10-10
CH3COOH	K=1.8×10-5
H2CO3	Ka1=4.3×10-7、Ka2=5.6×10-11
H2SO3	Ka1=1.0×10-2、Ka2=1.02×10-7

（1）25℃時，物質(zhì)的量濃度均為0.1mol?L^-1的四種溶液：a．NaCN溶液 b．Na₂CO₃溶液c．CH₃COONa溶液 d．NaHCO₃溶液，pH由大到小的順序為

 

．（用字母表示）．
（2）向NaCN溶液中通入少量的CO₂，發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為

 

（3）體積均為100mL、pH均為2的CH₃COOH與一元酸HX，加水稀釋過程中pH與溶液體積的關(guān)系如上圖所示，則HX的電離平衡常數(shù)

 

（填“大于”、“小于”或“等于”）CH₃COOH的電離平衡常數(shù)．
4）25℃時，若向NaHSO₃溶液中加入少量的I₂，則溶液

c(H2SO3)

c(HSO3-)

中將

 

   （填“增大”、“減小”或“不變”）

Answer 1

考點：弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：酸的電離常數(shù)越大，酸性越強，由電離常數(shù)可知酸性H₂SO₃＞CH₃COOH＞HSO₃^-＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，
（1）相同物質(zhì)的量濃度的鈉鹽溶液，對應(yīng)的酸的酸性越弱，則酸根離子水解程度越大，其溶液的pH越大；
（2）根據(jù)酸性強弱判斷生成物，可書寫離子方程式；
（3）由圖可知，稀釋相同的倍數(shù)，HX的pH變化程度大，則酸性HX強，電離平衡常數(shù)大；
（4）若向NaHSO₃溶液中加入少量的I₂，發(fā)生氧化還原反應(yīng)生成硫酸，溶液酸性增強，可比較溶液

c(H2SO3)

c(HSO3-)

的判斷．

解答： 解：酸的電離常數(shù)越大，酸性越強，由電離常數(shù)可知酸性H₂SO₃＞CH₃COOH＞HSO₃^-＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，
（1）相同物質(zhì)的量濃度的鈉鹽溶液，對應(yīng)的酸的酸性越弱，則酸根離子水解程度越大，其溶液的pH越大，則說明程度CO₃^2-＞CN^-＞HCO₃^-＞CH₃COO^-，則pH由大到小的順序為b＞a＞d＞c，
故答案為：b＞a＞d＞c；
（2）酸性H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，則向NaCN溶液中通入少量的CO₂，發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為CO₂+H₂O+CN^-=HCO₃^-+HCN，故答案為：CO₂+H₂O+CN^-=HCO₃^-+HCN；
（3）由圖可知，稀釋相同的倍數(shù)，pH變化大的酸酸性強，由圖可知，HX的pH變化程度大，則HX酸性強，電離平衡常數(shù)大，故答案為：大于；
（4）向NaHSO₃溶液中加入少量的I₂，HSO₃^-的還原性比I^-強，發(fā)生氧化還原反應(yīng)H₂O+I₂+HSO₃^-=2I^-+SO₄^2-+3H⁺，c（H⁺）增大，由K_a=

c(H+)c(HSO3-)

c(H2SO3)

不變可知，溶液中

c(H2SO3)

c(HS O - 3 )

將增大，故答案為：增大．

點評：本題考查鹽類水解及酸性的比較、pH與酸的稀釋等，注意水解規(guī)律中越弱越水解和稀釋中強的變化大來分析解答，綜合性較大，題目難度中等．