Question

【題目】常溫下．有濃度均為0.1 mol·L-l的下列4種溶液：①NaCN溶液 ②NaOH溶液 ③CH3COONa溶液 ④NaHCO3溶液

HCN	H2CO3	CH3COOH
Ka=4.9×10-10	Ka1=4×10-7 Ka2=5.6×10-11	Ka=1.7×10-5

（1）這4種溶液pH由大到小的順序是____________（填序號(hào)）。

（2）④的水解平衡常數(shù)Kh= _________。

（3）若向等體積的③和④中滴加鹽酸至呈中性，則消耗鹽酸的體積③_____ ④（填“>”、“<"、“=”）

（4）向NaCN溶液中通入少量CO2，則發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為：______________________。

Answer 1

【答案】②①④③ 2.5×10-8 ＜ CN－＋CO2＋H2O=HCN+HCO3－

【解析】

根據(jù)溶液的酸堿性判斷溶液的pH大小，酸和堿溶液抑制了水的電離，鹽溶液促進(jìn)了水的電離，酸或者堿溶液中氫離子、氫氧根離子濃度越大，水的電離程度越��；根據(jù)電離常數(shù)比較弱酸根的水解程度，據(jù)此進(jìn)行解答。

(1) 氫氧化鈉屬于強(qiáng)堿，完全電離，相同濃度的溶液中堿性最強(qiáng)；NaCN、CH3COONa和NaHCO3屬于強(qiáng)堿弱酸鹽，水解后溶液呈堿性，弱酸的電離常數(shù)越小，對(duì)應(yīng)酸根的水解程度越大，其鹽的水溶液堿性越強(qiáng)，電離常數(shù)：HCN< H2CO3<CH3COOH，則鹽溶液堿性：HCN > NaHCO3>CH3COONa，所以pH由大到小的順序?yàn)椋?/span>NaOH> HCN > NaHCO3>CH3COONa，故答案為：②①④③；

（2）水解反應(yīng)是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，根據(jù)平衡常數(shù)的表達(dá)式得： Kh= ==2.5×10-8，故答案為：2.5×10-8；

(3)根據(jù)上述分析，等濃度的CH3COONa溶液和NaHCO3溶液，NaHCO3溶液堿性強(qiáng)，所以等體積的兩溶液中滴加鹽酸至呈中性，則消耗鹽酸的體積NaHCO3溶液更大，故答案為：<；

(4)因?yàn)?/span>HCN的電離常數(shù)小于碳酸的電離常數(shù)，而大于HCO3-電離常數(shù)，說明碳酸的酸性強(qiáng)于HCN，HCN酸性強(qiáng)于HCO3-，則通入少量二氧化碳時(shí)，生成HCO3-，離子方程式為：CN－＋CO2＋H2O=HCN+HCO3－，故答案為：CN－＋CO2＋H2O=HCN+HCO3－。