Question

【题目】电解质水溶液中存在电离平衡、水解平衡等，请回答下列问题。

(1)已知部分弱电解质的电离常数如下表：

弱电解质	NH3.H2O	HCOOH	HCN	H2CO3
电离常数(25℃)	Kb = 1.8×10 5	Ka = 1. 77×10 4	Ka=4.3×1010	Ka1=5.0×107 Ka2=5.6×1011

① 已知25℃时，HCOOH( aq) +OH ( aq)=HCOO(aq) +H2O(l) △H=a kJ/mol H+(aq) +OH(aq) =H2O(l) △H=b kJ/mol 甲酸电离的热化学方程式为______________。

②取浓度相同的上述三种酸溶液，溶液pH最大的是_________，稀释相同的倍数后，溶液pH变化最大的是____________________。

③分别取等浓度、等体积HCOOH和HCN溶液，加入同浓度的NaOH溶液中和，当溶液呈中性时消耗NaOH溶液的体积：V (HCOOH)______ V (HCN) (填“>”、“<”或“=”)。

④0.1 moI/L NaCN溶液和0.1mol/L NaHCO3溶液中，c(CN)______c(HCO3 )(填“>”、“<”或“=”)。

⑤常温下，pH相同的三种溶液a.HCOONa b.NaCN c.Na2CO3，其物质的量浓度由大到小的顺序是_____________(填编号)。

⑥将少量CO2通入NaCN溶液，反应的离子方程式是__________________________________。

⑦若NH3·H2O与CO2恰好完全反应生成正盐，则此时溶液呈________性(填“酸”或“碱”)。向该溶液中通入________气体可使溶液呈中性(填“CO2”或“NH3”)。此时溶液中c(NH4+)/c(CO3 2) ________2(填“＞”“＜”或“＝”)

(2)室温下向10 mL 0.1 mol·L－1NaOH溶液中加入0.1 mol·L－1的一元酸HA，溶液pH的变化曲线如图所示。

① HA的电离方程式是____________________________

② a、b、c处溶液中水的电离程度最大的是_______________

③ c点所示的溶液中除水分子外的微粒浓度由大到小的顺序依次为______________________________。

(3)常温下，将等体积0.1 molL－1NaOH和n molL-1HA混合，溶液呈中性，该温度下HA的电离常数Ka=___________(用含有n的式子表达)

Answer 1

【答案】HCOOH(aq)HCOO(aq)+H+(aq) △H=( b a)kJ/mol HCN HCOOH > < abc CN+CO2+H2O=HCN+HCO3 碱性 CO2 ＞ HA H++ A b c(A)>c(Na+)> c(HA)>c(H+)>c(OH) 10-8/(n-0.1)

【解析】

(1)①利用盖斯定律得到电离方程式；

②根据电离常数确定酸性强弱，得出结论；

③要想使溶液呈中性，酸性越弱所需NaOH体积越小；

④根据电离常数得到酸性强弱，再根据越弱越水解的原理比较离子浓度；

⑤根据电离常数得到酸性强弱，再根据越弱越水解的原理比较物质的量浓度；

⑥根据电离常数可知酸性H2CO3>HCN>HCO3-,强酸之弱酸原理书写离子方程式；

⑦根据电离常数判断；

(2)① 根据b点溶液显碱性可以判断生成了强酸弱碱盐，所以HA为弱碱，书写电离方程式；

② 根据酸碱抑制水的电离，盐类水解促进水的电离判断；

③ c点为HA和NaA物质的量1:1的溶液；

(3)利用电荷守恒和物料守恒计算；

(1)①已知25℃时，①HCOOH( aq) +OH ( aq)=HCOO(aq) +H2O(l) △H=a kJ/mol ②H+(aq) +OH(aq) =H2O(l) △H=b kJ/mol ①-②得到甲酸电离的热化学方程式HCOOH(aq)HCOO(aq)+H+(aq) △H=( b a)kJ/mol；

正确答案：HCOOH(aq)HCOO(aq)+H+(aq) △H=( b a)kJ/mol。

②根据电离常数可知酸性HCOOH>H2CO3>HCN,所以PH最大的是HCN,稀释相同倍数PH变化最大的是HCOOH；

正确答案: HCN HCOOH

③要想使溶液呈中性，酸性越弱所需体积越小,根据电离常数可知HCOOH酸性强于HCN,所以取等浓度、等体积HCOOH和HCN溶液，加入同浓度的NaOH溶液中和，当溶液呈中性时消耗NaOH溶液的体积：V (HCOOH)> V (HCN)；

正确答案：>

④根据电离常数可知H2CO3酸性大于HCN，盐类越弱越水解的原理比较离子浓度，则0.1 moI/L NaCN溶液和0.1mol/L NaHCO3溶液中，c(CN)<c(HCO3 )；

正确答案：<

⑤根据电离常数可知HCOOH>HCN>HCO3-,盐类水解是越弱水解能力越强,达到相同PH需要浓度越小,所以常温下，pH相同的三种溶液a.HCOONa b.NaCN c.Na2CO3，其物质的量浓度由大到小的顺序是abc；

正确答案： abc

⑥根据电离常数可知酸性H2CO3>HCN>HCO3-,强酸之弱酸原理书写离子方程式CN+CO2+H2O=HCN+HCO3；

正确答案：CN+CO2+H2O=HCN+HCO3

⑦根据电离常数可知氨水电离常数大于碳酸和碳酸氢根离子，所以碳酸根离子水解能力强于铵根离子；若NH3·H2O与CO2恰好完全反应生成正盐，则此时溶液呈碱性(填“酸”或“碱”)。向该溶液中通入CO2气体可使溶液呈中性。此时溶液中c(NH4+)/c(CO3 2) >2；

正确答案：碱性 CO2 ＞

(2)① 根据b点溶液显碱性可以判断生成了强酸弱碱盐，所以HA为弱碱，书写电离方程式HA H++ A；

正确答案：HA H++ A

② a点：HA溶液；b点：NaA溶液；c点：NaA和HA物质的量比为1:1的混合溶液；根据酸碱抑制水的电离，盐类水解促进水的电离判断b处溶液中水的电离程度最大；

正确答案：b。

③ c点为HA和NaA物质的量1:1的溶液，c点偏酸性说明HA的电离程度大于A-的水解程度，c点所示的溶液中除水分子外的微粒浓度由大到小的顺序依次为c(A)>c(Na+)> c(HA)>c(H+)>c(OH)；

正确答案：c(A)>c(Na+)> c(HA)>c(H+)>c(OH)

(3)电荷守恒式：C（Na+）+C（H+）=C（OH-）+C（A-）因为溶液呈中性所以C（Na+）= C（A-）=0.1/2=0.05mol/L；物料守恒C（HA）=n/2-0.05 mol/L，C（H+）=1×10-7 mol/L；

Ka==10-8/(n-0.1)

正确答案：10-8/(n-0.1)