Question

【題目】已知 25 ℃時部分弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)數(shù)據(jù)如下表：

回答下列問題：

（1）寫出碳酸的主要的電離方程式 。若將碳酸飽和溶液稀釋 10 倍，則稀釋后的溶液中 c（H+） 原來的十分之一（填“大于”、“小于”或“等于”）．

（2）)物質(zhì)的量濃度均為 0.1mol/L 的五種溶液：pH 由小到大的順序為 (用編號填寫)。

a.CH3COONa b. Na2CO3 c. NaClO d.NaHCO3 e.NaSCN

（3）25℃時，將 20mL0.1mol·L－1CH COOH 溶液和 20mL0.1mol·L－1HSCN 溶液分別與 20mL0.1mol·L－1NaHCO3溶液混合，實驗測得產(chǎn)生的氣體體積(V)隨時間(t)的變化如圖。反應(yīng)初始階段兩種溶液產(chǎn)生 CO2 氣體的速率存在明顯差異的原因是 反應(yīng)結(jié)束后，假設(shè) NaHCO3 完全反應(yīng)且氣體全部逸出，則所得兩溶液中，c(CH3COO－) _c(SCN－)(填“＞”、“＜”或“＝”；)

（4）25℃時，CH3COONa 與 CH3COOH 的混合溶液，若測得 pH=8，則溶液中c(Na+)―c(CH3COO-)=_ mol/L(填代入數(shù)據(jù)后的計算式，不必算出具體數(shù)值)。

(5)向 NaClO 溶液中通入少量的 CO2，發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為 __________

Answer 1

【答案】（1）H2CO3 HCO3－＋H＋；大于；(2)e<a<d<c<b；(3)同濃度的HSCN比CH3CHOOH酸性強，與NaHCO3溶液反應(yīng)快，<；(4)10-6－10-8；(5)CO2＋H2O＋ClO－=HCO3－＋HClO。

【解析】

試題分析：（1）碳酸是二元弱酸，要分步電離，第一步電離為主，因此主要電離方程式為：H2CO3 HCO3－＋H＋；加水稀釋促進電離，因此稀釋后c(H＋)>原來的十分之一；（2）根據(jù)電離平衡常數(shù)，電離出H＋能力：HSCN>CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3－，根據(jù)鹽類水解規(guī)律，越弱越水解，因此pH由小到大的順序是：e<a<d<c<b；(3) 同濃度的HSCN比CH3CHOOH酸性強，，與NaHCO3溶液反應(yīng)快；兩者恰好完全反應(yīng)，生成溶質(zhì)為CH3COONa、NaSCN，醋酸的酸性弱于HSCN，CH3COO－的水解程度大于SCN－的水解程度，即C(CH3COO－)<c(SCN－)；(4)根據(jù)電荷守恒，c(Na＋)＋c(H＋)=C(CH3COO－)＋c(OH－)，c(Na＋)－c(CH3COO－)=c(OH－)－c(H＋)=10－6－10－8；（5）根據(jù)（2）的分析，離子反應(yīng)方程式為：CO2＋H2O＋ClO－=HCO3－＋HClO。