Question

6．已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数：

弱酸化学式	HSCN	CH3COOH	HCN	H2CO3
电离平衡常数	1.3×10-1	1.8×10-5	4.9×10-10	K1=4.3×10-7  K2=5.6×10-11

①等物质的量浓度的a．CH₃COONa、b．NaCN、c．Na₂CO₃、d．NaHCO₃溶液的pH由大到小的顺序为c b d a（填序号）．
②25℃时，将20mL 0.1mol•L^-1CH₃COOH溶液和20mL 0.1mol•L^-1HSCN溶液分别与20mL 0.1mol•L^-1NaHCO₃溶液混合，实验测得产生的气体体积（V）随时间（t）的变化如图所示：反应初始阶段两种溶液产生CO₂气体的速率存在明显差异的原因是HSCN的酸性比CH₃COOH强，其溶液中c（H⁺）较大，故其溶液与NaHCO₃溶液的反应速率快．反应结束后所得两溶液中，c（CH₃COO^-）＜c（SCN^-）（填“＞”、“＜”或“=”）
③若保持温度不变，在醋酸溶液中加入少量盐酸，下列量会变小的是a（填序号）．
a．c（CH₃COO^-）   b．c（H⁺）   c．K_wd．醋酸电离平衡常数．

Answer 1

分析 ①据弱酸的电离平衡常数，判断弱酸的酸性强弱，越弱越水解，电离程度越大，溶液pH越大，据此分析；
②由生成二氧化碳的曲线斜率可知HSCN反应较快，则可知HSCN中中c（H⁺）较大，说明HSCN酸性较强，再利用盐类水解的规律来分析离子浓度的关系；
③因加入盐酸，醋酸的电离平衡逆向移动，则c（CH₃COO^-）减小，醋酸的电离程度减小，但温度不变，则醋酸电离平衡常数不变，加盐酸时c（H⁺）增大．

解答 解：①据弱酸的电离平衡常数可知，酸性HSCN＞CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，酸性越弱，其酸根离子的水解程度越大，溶液pH越大，所以等物质的量浓度的a．CH₃COONa、b．NaCN、c．Na₂CO₃、d．NaHCO₃溶液的pH由大到小的顺序为c b d a，故答案为：c b d a；
②由K_a（CH₃COOH）=1.8×10^-5和K_a（HSCN）=0.13可知，CH₃COOH的酸性弱于HSCN的，即在相同浓度的情况下HSCN溶液中H⁺的浓度大于CH₃COOH溶液中H⁺的浓度，浓度越大反应速率越快；又酸越弱，反应生成的相应的钠盐越易水解，即c（CH₃COO^-）＜c（SCN^-），
故答案为：HSCN的酸性比CH₃COOH强，其溶液中c（H⁺）较大，故其溶液与NaHCO₃溶液的反应速率快；＜；
③因加入盐酸，醋酸的电离平衡逆向移动，则c（CH₃COO^-）减小，醋酸的电离程度减小，但温度不变，则醋酸电离平衡常数和水的离子积常数不变，加盐酸时c（H⁺）增大，故答案为：a．

点评 本题考查了盐类水解、弱酸的电离平衡常数与酸性强弱的关系、弱酸的电离平衡的移动，注意越弱越水解，题目难度不大．