Question

【題目】常溫下，部分酸的電離平衡常數(shù)如下：

化學(xué)式	HF	HCN	H2CO3
電離常數(shù)	Ka＝3.5×10﹣4	Ka＝5.0×10﹣10	Ka1＝4.3×10﹣7， Ka2＝5.6×10﹣11

（1）c(H+)相同的三種酸，其酸的濃度從大到小為________________。

（2）0.0lmol/L的HCN溶液中，c(H+)約為_____mol/L。使此溶液中HCN的電離程度增大且c(H+)也增大的方法是_______________________。

（3）中和等量的NaOH，消耗等pH的氫氟酸和硫酸的體積分別為aL、bL，則a_____b（填“大于”、“小于”或“等于”，下同）b。中和等濃度、等體積的氫氟酸和硫酸需要NaOH的物質(zhì)的量為n1、n2，則n1_____n2。

（4）向NaCN中通入少量的CO2，發(fā)生的離子方程式為_______________。

（5）設(shè)計實驗證明氫氟酸比鹽酸的酸性弱__________________。

Answer 1

【答案】c(HCN)＞c(H2CO3)＞c(HF) ×10﹣6 升高溫度 小于 小于 CN﹣+CO2+H2O＝HCN+HCO3﹣ 測定等物質(zhì)的量濃度的NaCl和NaF溶液中pH：NaF溶液的pH＞7，則HF酸性弱；或測定等濃度的兩種酸的pH，HF的pH大，則氫氟酸比鹽酸的酸性弱

【解析】

由表中數(shù)據(jù)可知，HF的酸性最強，HCN的酸性介于H2CO3和HCO3-之間。

（1）酸性越強電離出的氫離子濃度越大，因此c(H+)相同的三種酸，其酸的濃度從大到小為c(HCN)＞c(H2CO3)＞c(HF)。

（2）0.0lmol/L的HCN溶液中，c(H+)約為 mol/L =×10﹣6 mol/L。弱酸的電離過程是吸熱過程，因此，使此溶液中HCN的電離程度增大且c(H+)也增大的方法是：升高溫度。

（3）硫酸是強酸，其已完全電離，而氫氟酸只有很少的一部分發(fā)生電離，因此用等pH的氫氟酸和硫酸中和等量的NaOH，氫氰酸用量較少，故a小于b。由于硫酸是二元酸，而氫氰酸是一元酸，因此中和等濃度、等體積的氫氟酸和硫酸，需要NaOH的物質(zhì)的量為2n1=n2，則n1小于n2。

（4）HCN的酸性介于H2CO3和HCO3-之間，因此向NaCN中通入少量的CO2發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為CN﹣+CO2+H2O＝HCN+HCO3﹣。

（5）弱酸強堿鹽可以水解使其溶液呈堿性，而強酸強堿鹽不水解；在水溶液中，弱酸只有部分電離，而強酸可以完全電離，因此，設(shè)計實驗證明氫氟酸比鹽酸的酸性弱的方法可以是：測定等物質(zhì)的量濃度的NaCl和NaF溶液中pH：NaF溶液的pH＞7，而NaCl溶液的pH=7，則HF酸性弱；或測定等濃度的兩種酸的pH，HF的pH大，則氫氟酸比鹽酸的酸性弱。