Question

【题目】描述弱电解质电离情况可以用电离平衡常数表示，表1是常温下几种弱酸的电离平衡常数(Ka)和弱碱的电离平衡常数(Kb)，表2是常温下几种难（微）溶物的溶度积常数(Ksp)。

表1

酸或碱	电离平衡常数（Ka或Kb）
CH3COOH	1.8×10﹣5
HNO2	4.6×10﹣4
HCN	5×10﹣10
HClO	3×10﹣8
NH3H2O	1.8×10﹣5

表2

难（微）溶物	溶度积常数（Ksp）
BaSO4	1×10﹣10
BaCO3	2.6×10﹣9
CaSO4	7×10﹣5
CaCO3	5×10﹣9

请回答下列问题：

（1）表1所给的四种酸中，酸性最弱的是_____（用化学式表示）。下列能使醋酸溶液中CH3COOH的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是___（填字母序号）。

A．升高温度 B．加水稀释

C．加少量的CH3COONa固体 D．加少量冰醋酸

（2）CH3COONH4的水溶液呈_____（选填“酸性”、“中性”或“碱性”），该溶液中存在的各离子浓度大小关系为_____。

（3）物质的量之比为1：1的NaCN和HCN的混合溶液，其pH＞7，该溶液中离子浓度从大到小的顺序为_____。

（4）工业中常将BaSO4转化为BaCO3后，再将其制成可溶性的钡盐（如BaCl2）。具体做法是用饱和的纯碱溶液浸泡BaSO4粉末，并不断补充纯碱，最后BaSO4转化为BaCO3。现有足量BaSO4悬浊液，在该悬浊液中加纯碱粉末并不断搅拌，为使SO42－物质的量浓度不小于0.01molL﹣1，则溶液中CO32－物质的量浓度最少应为_____。

Answer 1

【答案】 HCN B 中性 c（NH4+）=c（CH3COO﹣）＞c（H+）=c（OH﹣） c（Na+）＞c（CN﹣）＞c（OH﹣）＞c（H+） 0.26 molL﹣1

【解析】(1)对于一元弱酸，电离平衡常数越大则酸性越强，反之则酸性越弱，HCN的电离平衡常数最小，则酸性最弱；根据醋酸的电离平衡：CH3COOHCH3COO-+H+。A、升高温度，电离程度增大，电离平衡常数增大，故A错误；B．加水稀释，电离程度增大，电离平衡常数不变，故B正确；C．加少量的CH3COONa固体，电离出的醋酸根对醋酸的电离平衡起抑制作用，电离程度减小，电离平衡常数不变，故C错误；D．加少量冰醋酸，则醋酸浓度增大，根据越稀越电离的事实，则电离程度减小，平衡常数不变，故D错误；故答案为：HCN；B；

(2)醋酸铵溶液中，醋酸水解显碱性，铵根离子水解显酸性，CH3COOH与NH3H2O的电离平衡常数相等，CH3COO-和NH4+在相等浓度时的水解程度相同，酸性和碱性程度相当，溶液显中性，即c(H+)=c(OH-)，根据电荷守恒：c(NH4+)+c(H+)=c(Cl-)＞c(H+)=c(OH-)，c(H+)+c(NH4+)=c(Cl-)+c(OH-)，得出c(NH4+)=c(Cl-)并且大于水解生成的c(H+)、c(OH-)，即c(NH4+)=c(CH3COO-)＞c(H+)=c(OH-)；故答案为：中性；c(NH4+)=c(CH3COO-)＞c(H+)=c(OH-)；

(3)物质的量之比为1：1的NaCN和HCN的混合溶液，其pH＞7，说明CN-的水解程度大于HCN的电离程度，导致溶液c(OH-)＞c(H+)，呈碱性，根据电荷守恒知，c(OH-)+c(CN-)=c(H+)+c(Na+)，所以c(CN-)＜c(Na+)，所以各离子浓度大小顺序是c(Na+)＞c(CN-)＞c(OH-)＞c(H+)，故答案为：c(Na+)＞c(CN-)＞c(OH-)＞c(H+)；

(4)SO42-物质的量浓度为0.01molL-1时，钡离子的浓度为：c(Ba2+)=mol/L=1×10-8mol/L，若使SO42-物质的量浓度不小于0.01molL-1，则钡离子浓度应该大于1×10-8mol/L；当c(Ba2+)=1×10-8mol/L时，则溶液中c(CO32-)=mol/L=0.26mol/L，所以当c(CO32-)≥0.26mol/L时，c(Ba2+)≤1×10-8mol/L，则c(SO42-)不小于0.01mol/L，故答案为：0.26molL-1。