Question

14．常温下有0.1mol/L的以下几种溶液（①H₂SO₄溶液、②NaHSO₄溶液、③CH₃COOH溶液、④HCl溶液、⑤HCN溶液、⑥NH₃•H₂O），其中如下几种溶液的电离度（即已经电离的占原来总的百分数）如表（已知H₂SO₄的第一步电离是完全的），回答下面问题：

①H2SO4溶液中HSO4-	②NaHSO4溶液中HSO4-	③CH3COOH	④HCl溶液
10%	29%	1.33%	100%

（1）常温下，pH相同的表格中几种溶液，其物质的量浓度由大到小的顺序是（填序号，下同）③＞②＞④＞①．
（2）常温下，将足量的锌粉投入等体积pH=1的表格中几种溶液中，产生H₂的体积（同温同压下）由大到小的顺序是③＞②＞①＞④．
（3）在25℃时，若用已知浓度的NaOH滴定未知浓度的CH₃COOH应选用酚酞作指示剂，若终点时溶液pH=a，则由水电离的c（H⁺）为10^（a-14）mol/L．
（4）在25℃时，将bmol•L^-1的KCN溶液与0.01mol•L^-1的盐酸等体积混合，反应达到平衡时，测得溶液pH=7，则KCN溶液的物质的量浓度b＞0.01mol•L^-1（填“＞”“＜”或“=”）；用含b的代数式表示HCN的电离常数K_a=（100b-1）×10^-7 mol•L^-1．

Answer 1

分析 （1）等pH的酸，其电离程度越大，酸的物质的量浓度越小；
（2）等pH的酸，其电离程度越大，酸的物质的量浓度越小，等体积时浓度越大，产生的氢气的体积越大；
（3）根据盐类的水解考虑溶液的酸碱性，然后根据指示剂的变色范围与酸碱中和后的越接近越好，且变色明显（终点变为红色），溶液颜色的变化由浅到深容易观察，而由深变浅则不易观察；终点时生成的是醋酸钠，醋酸钠溶液中氢氧根离子为水电离的，根据溶液的pH计算出溶液中氢氧根离子的浓度；
（4）当b=0.01mol/L时，反应生成HCN，溶液显示酸性，如果溶液为中性，则KCN应该过量；据电离常数公式求出HCN的电离常数．

解答 解：（1）等pH的酸，其电离程度越大，则需要的酸的物质的量浓度越小，根据表中数据可知，电离程度大小为：③＜②＜④＜①，则物质的量浓度由大到小的顺序是③＞②＞④＞①；
故答案为：③＞②＞④＞①；
（2）等体积pH=1的上述几种溶液中，酸中能够产生氢气的氢原子的物质的量由大到小的顺序为：③②①④，则生成氢气的体积由大到小为：③＞②＞①＞④，
故答案为：③＞②＞①＞④；
（3）NaOH溶液滴和CH₃COOH溶液反应恰好完全时，生成了CH₃COONa，CH₃COONa水解溶液呈碱性，应选择碱性范围内变色的指示剂：酚酞；
滴定终点是，溶液中的溶质为醋酸钠，醋酸钠溶液中的氢氧根离子是水电离的，溶液的pH=a，则溶液中水电离的氢离子=溶液中氢氧根离子浓度=10^（a-14）mol/L，
故答案为：酚酞；10^（a-14）mol/L；
（4）KCN+HCl═KCl+HCN，若是等浓度，生成HCN应该呈酸性，而反应后PH=7呈中性，说明KCN有剩余（KCN水解呈碱性），所以b＞0.01mol/L；
HCN═H⁺+CN^-Ka=c（H⁺）×c（CN^-）/c（HCN），溶液呈中性则[H⁺]=10^-7 mol/L，根据电荷守恒可知：c（CN^-）+c（Cl^-）=c（K⁺），则c（CN^-）=c（K⁺）-c（Cl^-）=$\frac{b-0.01}{2}$mol/L（等体积混合，原浓度都减半），根据物料守恒可得：c（HCN）=$\frac{b}{2}$mol/L-$\frac{b-0.01}{2}$mol/L=$\frac{0.01}{2}$mol/L，带入公式可得：Ka=$\frac{1{0}^{-7}×\frac{b-0.01}{2}}{\frac{0.01}{2}}$=（100b-1）×10^-7 mol•L^-1，
故答案为：＞；（100b-1）×10^-7 mol•L^-1．

点评 本题考查了酸碱混合的定性判断、溶液中离子浓度定性、电离平衡常数的计算，题目难度中等，注意掌握溶液酸碱性与溶液pH的关系，能够根据电荷守恒、盐的水解判断溶液中离子浓度定性，（4）为难点，注意正确分析、理解题干信息，结合电离平衡常数的表达式进行计算．