Question

【题目】电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量．已知如表数据．

化学式	电离平衡常数（25℃）
HCN	K=4.9×10﹣10
CH3COOH	K=1.8×10﹣5
H2CO3	K1=4.3×10﹣7、K2=5.6×10﹣11

（1）25℃时，有等浓度的NaCN溶液、Na2CO3溶液、CH3COONa溶液，三种溶液的pH由大到小的顺序为 ．
（2）25℃时，pH=3的CH3COOH溶液和pH=11的NaOH溶液混合，若所得溶液显酸性，则c（Na+）c（CH3COO﹣）（填“＞”、“＜”或“=”）．
（3）NaCN溶液中通入少量CO2 ， 所发生反应的化学方程式为
（4）25℃时，pH=8的CH3COONa溶液中，c（Na+）﹣c（CH3COO﹣）= ．

Answer 1

【答案】
（1）Na2CO3溶液＞NaCN溶液＞CH3COONa溶液
（2）＞
（3）NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3
（4）9.9×10﹣7mol/L
【解析】解：（1）依据图表数据分析，醋酸电离常数大于氰酸大于碳酸氢根离子，所以等浓度的NaCN溶液、Na2CO3溶液、CH3COONa溶液水解程度等浓度的Na2CO3溶液＞NaCN溶液＞CH3COONa溶液，溶液pH为Na2CO3溶液的＞NaCN溶液的＞CH3COONa溶液的； 故答案为：Na2CO3溶液＞NaCN溶液＞CH3COONa溶液；（2）等浓度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等体积混合，所得溶液显碱性，c（H+）＜c（OH﹣）依据溶液中电荷守恒c（H+）+c（Na+）=c（OH﹣）+c（CH3COO﹣），c（Na+）＞c（CH3COO﹣）；
故答案为：＞；（3）向NaCN溶液中通入少量CO2 ， H2CO3酸性大于HCN大于HCO3﹣ ， 所以反应生成氰酸和碳酸氢钠，不能生成二氧化碳，反应的化学方程式为：NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3；
故答案为：NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3；（4）25℃时，pH=8的CH3COONa溶液中，c（H+）=10﹣8mol/L，c（OH﹣）= =10﹣6mol/L，溶液中存在电荷守恒：c（Na+）+c（H+）=c（CH3COO﹣）+c（OH﹣）
c（Na+）﹣c（CH3COO﹣）=c（OH﹣）﹣c（H+）=10﹣6mol/L﹣10﹣8mol/L=9.9×10﹣7 mol/L，
故答案为：9.9×10﹣7 mol/L．
（1）酸的电离常数意义分析判断，越易电离得算对应盐水解程度越小（2）溶液中电荷守恒计算分析；（3）电离常数大小分析反应生成产物，电离平衡常数比较可知酸性：H2CO3＞HCN＞HCO3﹣ ， 所以反应生成氰酸和碳酸氢钠，；（4）电解质溶液中电荷守恒计算，PH=8溶液显碱性；