Question

【题目】描述弱电解质电离情况可以用电离度和电离平衡常数表示，下表是常温下几种弱电解质的电离平衡常数：

酸或碱	电离常数(Ka或Kb)	难（微）溶物	溶度积常数（Ksp）
CH3COOH	1．8×10－5	BaSO4	1×10-10
HNO2	4．6×10－4	BaCO3	2.6×10-9
HCN	5×10－10	CaSO4	7×10-5
HClO	3×10－8	CaCO3	5×10-9
NH3·H2O	1．8×10－5

请回答下面问题：
（1）上述四种酸中，酸性最弱的是 (用化学式表示)。下列能使醋酸溶液中CH3COOH的电离程度增大，而电离常数不变的操作是(填序号)。
A．升高温度 B．加水稀释
C．加少量的CH3COONa固体 D．加少量冰醋酸
（2）CH3COONH4的水溶液呈 (选填“酸性”“中性”或“碱性”)，理由是 ， 溶液中各离子浓度大小的关系是。
（3）物质的量1∶1的NaCN和HCN的混合溶液，其pH＞7，该溶液中离子的浓度从大到小排列为。
（4）工业中常将BaSO4转化为BaCO3后，再将其制成各种可溶性的钡盐（如：BaCl2）。具体做法是用饱和的纯碱溶液浸泡BaSO4粉末，并不断补充纯碱，最后BaSO4转化为BaCO3。现有足量的BaSO4悬浊液，在该悬浊液中加纯碱粉末并不断搅拌，为使SO42-物质的量浓度达到0.01mol·L-1以上，则溶液中CO32-物质的量浓度应 ≥mol·L-1。

Answer 1

【答案】
（1）HCN；B
（2）中性；根据题表1中的电离平衡常数，醋酸的和NH3H2O的电离平衡常数相同，所以CH3COO-和NH4+的水解平衡程度相同；c(NH4+)=c(CH3COO-)>c(OH-)=c(H+)
（3）c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+)
（4）0.26
【解析】Ⅰ、(1)对于一元弱酸，电离平衡常数越大则酸性越强，反之则酸性越弱，HCN的电离平衡常数最小，则酸性最弱；根据醋酸的电离平衡：CH3COOH CH3COO-+H+。
A、升高温度，电离程度增大，电离平衡常数增大，故A错误；
B．加水稀释，电离程度增大，电离平衡常数不变，故B正确；
C．加少量的CH3COONa固体，电离出的醋酸根对醋酸的电离平衡起抑制作用，电离程度减小，电离平衡常数不变，故C错误；
D．加少量冰醋酸，则醋酸浓度增大，根据越稀越电离的事实，则电离程度减小，平衡常数不变，故D错误；
(2)醋酸铵溶液中，醋酸水解显碱性，铵根离子水解显酸性，CH3COOH与NH3H2O的电离平衡常数相等，CH3COO-和NH4+在相等浓度时的水解程度相同，酸性和碱性程度相当，溶液显中性，即c(H+)=c(OH-)，根据电荷守恒：c(NH4+)+c(H+)=c(Cl-)＞c(H+)=c(OH-)，c(H+)+c(NH4+)=c(Cl-)+c(OH-)，得出c(NH4+)=c(Cl-)并且大于水解生成的c(H+)、c(OH-)，即c(NH4+)=c(CH3COO-)＞c(H+)=c(OH-)；
(3)物质的量之比为1：1的NaCN和HCN的混合溶液，其pH＞7，说明氢氰根离子的水解程度大于氢氰酸的电离程度，导致溶液C(OH-)＞C(H+)，呈碱性，根据电荷守恒知，C(OH-)+c(CN-)=C(H+)+C(Na+)，所以c(CN-)＜C(Na+)，所以各离子浓度大小顺序是C(Na+)＞c(CN-)＞C(OH-)＞C(H+)；
(4)SO42-物质的量浓度为0.01molL-1时，钡离子的浓度为：c(Ba2+)= mol/L=1×10-8mol/L，若使SO42-物质的量浓度不小于0.01molL-1 ， 则钡离子浓度应该大于1×10-8mol/L；当钡离子浓度为1×10-8mol/L时，则溶液中碳酸根离子浓度为： mol/L=0.26mol/L，所以当碳酸根离子浓度≥0.26mol/L时，钡离子浓度小于1×10-8mol/L，则SO42-物质的量浓度不小于0.01mol/L；
故答案为：（1）HCN；B；（2）中性；CH3COOH与NH3H2O的电离平衡常数相等，CH3COO-和NH4+在相等浓度时的水解程度相同；c(NH4+)=c(CH3COO-)＞c(H+)=c(OH-)；（3）c(Na+)＞c(CN-)＞c(OH-)＞c(H+)；（4）0.26
（1）电离平衡常数可用于表示弱酸酸性的强弱，平衡常数值越小，酸性越弱；结合电离平衡移动分析
（2）由表格数据可知，CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相同，则其对应离子的水解程度也相同；
（3）混合溶液的pH＞7，说明溶液显碱性，则CN-的水解程度大于HCN的电离程度，据此结合电离、水解的方程式进行分析；
（4）结合BaSO4、BaCO3的溶度积进行计算。