Question

已知25℃时部分弱电解质的电离平衡常数数据如下表

化学式	电离常数（25℃）
HCN	K=4.9×10-10
CH3COOH	K=1.8×10-5
H2CO3	Ka1=4.3×10-7、Ka2=5.6×10-11
H2SO3	Ka1=1.0×10-2、Ka2=1.02×10-7

（1）25℃时，物质的量浓度均为0.1mol?L^-1的四种溶液：a．NaCN溶液 b．Na₂CO₃溶液c．CH₃COONa溶液 d．NaHCO₃溶液，pH由大到小的顺序为

 

．（用字母表示）．
（2）向NaCN溶液中通入少量的CO₂，发生反应的离子方程式为

 

（3）体积均为100mL、pH均为2的CH₃COOH与一元酸HX，加水稀释过程中pH与溶液体积的关系如上图所示，则HX的电离平衡常数

 

（填“大于”、“小于”或“等于”）CH₃COOH的电离平衡常数．
4）25℃时，若向NaHSO₃溶液中加入少量的I₂，则溶液

c(H2SO3)

c(HSO3-)

中将

 

   （填“增大”、“减小”或“不变”）

Answer 1

考点：弱电解质在水溶液中的电离平衡

专题：电离平衡与溶液的pH专题

分析：酸的电离常数越大，酸性越强，由电离常数可知酸性H₂SO₃＞CH₃COOH＞HSO₃^-＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，
（1）相同物质的量浓度的钠盐溶液，对应的酸的酸性越弱，则酸根离子水解程度越大，其溶液的pH越大；
（2）根据酸性强弱判断生成物，可书写离子方程式；
（3）由图可知，稀释相同的倍数，HX的pH变化程度大，则酸性HX强，电离平衡常数大；
（4）若向NaHSO₃溶液中加入少量的I₂，发生氧化还原反应生成硫酸，溶液酸性增强，可比较溶液

c(H2SO3)

c(HSO3-)

的判断．

解答： 解：酸的电离常数越大，酸性越强，由电离常数可知酸性H₂SO₃＞CH₃COOH＞HSO₃^-＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，
（1）相同物质的量浓度的钠盐溶液，对应的酸的酸性越弱，则酸根离子水解程度越大，其溶液的pH越大，则说明程度CO₃^2-＞CN^-＞HCO₃^-＞CH₃COO^-，则pH由大到小的顺序为b＞a＞d＞c，
故答案为：b＞a＞d＞c；
（2）酸性H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，则向NaCN溶液中通入少量的CO₂，发生反应的离子方程式为CO₂+H₂O+CN^-=HCO₃^-+HCN，故答案为：CO₂+H₂O+CN^-=HCO₃^-+HCN；
（3）由图可知，稀释相同的倍数，pH变化大的酸酸性强，由图可知，HX的pH变化程度大，则HX酸性强，电离平衡常数大，故答案为：大于；
（4）向NaHSO₃溶液中加入少量的I₂，HSO₃^-的还原性比I^-强，发生氧化还原反应H₂O+I₂+HSO₃^-=2I^-+SO₄^2-+3H⁺，c（H⁺）增大，由K_a=

c(H+)c(HSO3-)

c(H2SO3)

不变可知，溶液中

c(H2SO3)

c(HS O - 3 )

将增大，故答案为：增大．

点评：本题考查盐类水解及酸性的比较、pH与酸的稀释等，注意水解规律中越弱越水解和稀释中强的变化大来分析解答，综合性较大，题目难度中等．