Question

（1）水的电离平衡曲线如图所示，若A点表示25 ℃时水的电离达平衡时的离子浓度，B点表示95 ℃时水的电离达平衡时的离子浓度。则95℃时0.1 mol·L^－1的NaOH溶液中，由水电离出的 c(H^＋)=          mol·L^－1，K_w(25 ℃)          K_w(95℃)(填“>”、“<”或“＝”)。25 ℃时，向水的电离平衡体系中加入少量NH₄Cl 固体，对水的电离平衡的影响是          (填“促进”、“抑制”或“不影响”)。

（2）25℃时，在0.1L 0.2 mol·L^-1的HA溶液中，有0.001mol的HA电离成离子，则该溶液的pH=           ，电离度为             。
（3）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）。向NaCN溶液中通入少量CO₂，所发生反应的化学方程式为                          。

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

 

Answer 1

（1）1×10^－11、 < 、 促进 （2） 2 、 5%     （3）NaCN＋H₂O＋CO₂=HCN＋NaHCO₃

试题分析：（1）由图中曲线可知，25℃时水的离子积K_w = c(H^＋) × c(OH^-)=10^－14 ，95℃时水的离子积K_w = c(H^＋) × c(OH^-)=10^－12 ，K_w(25 ℃)> K_w(95℃)，且95℃的氢氧化钠溶液中，当c(OH^-)="0.1" mol·L^－1 时，由水电离的c(H^＋) =10^－12 /0.1 mol·L^－1 =10^－11 ；往水中加水解的盐，将促进水的电离。
（2）因为HA为一元酸，所以有0.001molHA电离，则C(H⁺)="0.001mol÷0.1L=0.01" mol/L，所以pH=-lgC(H⁺)=2，电离度α=n电离/n总="0.001" mol÷(0.1L×0.2 mol/L) ×100%=5%。
（3）电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量，所以酸的电离常数越大，则说明该酸酸性越强。所以从右表数据可知，酸性比较：H₂CO₃ >HCN>HCO₃^- ，所以根据强酸制弱酸原理，往NaCN溶液中通入少量CO₂ 发生的化学方程式为NaCN＋H₂O＋CO₂=HCN＋NaHCO₃ 。