Question

 (1)水的電離平衡曲線如圖所示，若A點表示25 ℃時水的電離達平衡時的離子濃度，B點表示100 ℃時水的電離達平衡時的離子濃度。則100 ℃時1 mol·L^－1的NaOH溶液中，由水電離出的c(H^＋)________ mol·L^－1，K_W(25℃)________K_W(100 ℃)(填“＞”、“＜”或“＝”)。25 ℃時，向水的電離平衡體系中加入少量NH₄Cl固體，對水的電離平衡的影響是________(填“促進”、“抑制”或“不影響”)。

(2)電離平衡常數(shù)是衡量弱電解質(zhì)電離程度強弱的量。已知如表數(shù)據(jù)。

化學式	電離平衡常數(shù)(25 ℃)
HCN	K＝4.9×10－10 mol·L－1
CH3COOH	K＝1.8×10－5 mol·L－1
H2CO3	K1＝4.3×10－7 mol·L－1、
K2＝5.6×10－11 mol·L－1

①25 ℃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__________________________________________________________________。

②25 ℃時，等濃度的CH₃COOH溶液和NaOH溶液等體積混合，所得溶液顯堿性，則

c(Na^＋)________________________________________________________________________

c(CH₃COO^－)(填“＞”、“＜”或“＝”)。

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

Answer 1

解析　(1)100 ℃時，K_W＝10^－12 mol²·L^－2，1 mol·L^－1的NaOH溶液中，c(H^＋)＝1×10^－12 mol·L^－1。25 ℃時，K_W＝10^－14 mol²·L^－2，K_W(25 ℃)＜K_W(100 ℃)。NH₄Cl溶液中，NH水解可促進水的電離。

(2)①從電離平衡常數(shù)大小可知酸性：CH₃COOH＞HCN＞HCO，根據(jù)越弱越水解原理，可確定溶液的堿性：Na₂CO₃＞NaCN＞CH₃COONa。②混合后的溶液中，電荷守恒式為c(Na^＋)＋c(H^＋)＝c(CH₃COO^－)＋c(OH^－)，因為溶液顯堿性，即c(H^＋)＜c(OH^－)，所以c(Na^＋)＞c(CH₃COO^－)。③根據(jù)酸性：H₂CO₃＞HCN＞HCO，則反應的化學方程式為NaCN＋H₂O＋CO₂===HCN＋NaHCO₃。

答案　(1)1×10^－12　＜　促進　(2)①Na₂CO₃＞NaCN＞CH₃COONa�、冢尽�

③NaCN＋H₂O＋CO₂===HCN＋NaHCO₃