版高考化学复习物质在水溶液中的行为第2节弱电解质的电离学案鲁科版

2019版高考化学复习物质在水溶液中的行为第2节弱电解质的电离学案鲁科版本文简介：第2节弱电解质的电离1．了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。2．理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。3．理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算。4．以上各部分知识的综合应用。弱电解质的电离平衡[知识梳理]1．强、弱电解质(1)概念(2)与化合物类型的关系强

2019版高考化学复习物质在水溶液中的行为第2节弱电解质的电离学案鲁科版本文内容：

第2节

弱电解质的电离

1．了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。

2．理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。

3．理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数进行相关计算。

4．以上各部分知识的综合应用。

弱电解质的电离平衡

[知识梳理]

1．强、弱电解质

(1)概念

(2)与化合物类型的关系

强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物。弱电解质主要是某些共价化合物。

2．弱电解质的电离平衡

(1)电离平衡的建立

(2)电离平衡的特征

(3)外界条件对电离平衡的影响

①温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。

②浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。

③同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。

④加入能反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。

3．强、弱电解质的判断

(1)从是否完全电离的角度判断

在溶液中强电解质完全电离，弱电解质部分电离。据此有以下判断HA是强酸还是弱酸的方法：

方法

结论

测一定浓度的HA溶液的pH

若测得0.1

mol·L－1的HA溶液的pH＝1，则HA为强酸；若pH>1，则HA为弱酸

比较等浓度的HA溶液和盐酸的导电性

导电性和盐酸相同时为强酸，导电性比盐酸弱时为弱酸

比较等浓度的HA溶液和盐酸与锌反应的快慢

反应速率相同时HA为强酸，比盐酸反应慢时HA为弱酸

(2)从是否存在电离平衡的角度判断

在水溶液中，强电解质不存在电离平衡，弱电解质存在电离平衡，在一定条件下电离平衡会发生移动。据此有以下判断HA是强酸还是弱酸的方法：

①根据一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断。如将pH＝3的HA溶液稀释100倍后，再测其pH，若pH＝5，则为强酸，若pH7。

(1)电解质、非电解质均是化合物，盐酸(混合物)、铜(单质)虽能导电，但它们既不是电解质也不是非电解质。

(2)电解质的强弱只与电解质在水溶液中的电离程度有关，与电解质溶解性的大小无必然联系。

(3)醋酸加水稀释时，溶液中的各离子浓度并不是都减小，如[OH－]是增大的。

(4)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如稀醋酸中加入冰醋酸。

(5)电离平衡右移，电离程度不一定增大。

[自我检测]

1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”

(1)溶液导电能力弱的电解质一定是弱电解质。(

)

(2)弱电解质浓度越大，电离程度越大。(

)

(3)温度升高，弱电解质的电离平衡右移。(

)

(4)0.1

mol/L某一元酸HA溶液的pH＝3，HA溶液中存在：HA===H＋＋A－。(

)

(5)温度不变，向CH3COOH溶液中加入CH3COONa，平衡左移。(

)

(6)一定条件下，CH3COOHCH3COO－＋H＋达到平衡时，[H＋]＝[CH3COO－]。(

)

(7)稀释氨水时溶液中所有粒子浓度都会减小。(

)

(8)电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大。(

)

答案：(1)×

(2)×

(3)√

(4)×

(5)√

(6)×

(7)×

(8)×

2．以0.1

mol·L－1CH3COOH溶液为例，探究外界条件对电离平衡的影响，请完成表格：

实例(稀溶液)

CH3COOHH＋＋CH3COO－ΔH>0

改变条件

平衡移动方向

n(H＋)

[H＋]

导电能力

Ka

加水稀释

______

______

______

______

______

加入少量

冰醋酸

______

______

______

______

______

改变条件

平衡移动方向

n(H＋)

[H＋]

导电能力

Ka

通HCl(g)

______

______

______

______

______

加NaOH(s)

______

______

______

______

______

加入镁粉

______

______

______

______

______

升高温度

______

______

______

______

______

答案：向右

增大

减小

减弱

不变

向右

增大

增大

增强

不变

向左

增大

增大

增强

不变

向右

减小

减小

增强

不变

向右

减小

减小

增强

不变

向右

增大

增大

增强

增大

3．(2018·济宁模拟)在一定温度下，有a.盐酸

b．硫酸

c．醋酸三种酸：

(1)当三种酸的物质的量浓度相同时，[H＋]由大到小的顺序是________。(用序号表示，下同)

(2)同体积、同物质的量浓度的三种酸，中和NaOH的能力由大到小的顺序是________。

(3)若三者[H＋]相同时，物质的量浓度由大到小的顺序是________。

(4)当三者[H＋]相同且体积也相同时，分别放入足量的锌，相同状况下产生气体的体积由大到小的顺序是________。

(5)当三者[H＋]相同且体积也相同时，同时加入形状、密度、质量完全相同的锌，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时反应速率的大小关系为________，反应所需时间的长短关系是________。

(6)将[H＋]相同的三种酸均加水稀释至原来的100倍后，[H＋]由大到小的顺序是________。

解析：解答本题要注意以下三点：

①HCl、H2SO4都是强酸，但H2SO4是二元酸。

②CH3COOH是弱酸，在水溶液中不能完全电离。

③醋酸溶液中存在CH3COOHCH3COO－＋H＋的电离平衡。

答案：(1)b>a>c

(2)b>a＝c

(3)c>a>b

(4)c>a＝b

(5)a＝b＝c

a＝b>c

(6)c>a＝b

(2015·高考全国卷Ⅰ，13，6分)浓度均为0.10

mol·L－1、体积均为V0的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg的变化如图所示。下列叙述错误的是(

)

A．MOH的碱性强于ROH的碱性

B．ROH的电离程度：b点大于a点

C．若两溶液无限稀释，则它们的[OH－]相等

D．当lg＝2时，若两溶液同时升高温度，则增大

[解析]

由图像分析浓度为0.10

mol·L－1的MOH溶液，在稀释前pH为13，说明MOH完全电离，则MOH为强碱，而ROH的pHH2CO3；D项，CH3COOHCH3COO－＋H＋，说明CH3COOH具有酸性；上述三项均不能证明CH3COOH为弱酸；B项，CH3COONa溶液pH>7，说明CH3COO－水解生成弱酸CH3COOH。

2．(2018·福州模拟)下列事实不能证明HNO2是弱电解质的是(

)

①滴入酚酞，NaNO2溶液显红色

②用HNO2溶液做导电实验，灯泡很暗

③等pH、等体积的盐酸和HNO2溶液中和碱时，HNO2中和碱的能力强

④0.1

mol·L－1HNO2溶液的pH＝2

⑤HNO2与CaCO3反应放出CO2气体

⑥[H＋]＝0.1

mol·L－1的HNO2溶液稀释至1

000倍，pH1。

弱电解质溶液中存在电离平衡，条件改变，平衡移动，如pH＝1的CH3COOH溶液加水稀释10倍后1

b

aHF>CH3COOH>H2CO3>HClO。

2．有关电离平衡常数的计算

(1)如HX溶液中

HX

H＋

＋X－

起始(mol·L－1):

c(HX)

0

0

平衡(mol·L－1):

c(HX)－[H＋]

[H＋]

[H＋]

则Ka＝，[H＋]≈

(2)如BOH溶液中

BOH

B＋

＋OH－

起始(mol·L－1):

c(BOH)

0

0

平衡(mol·L－1):

c(BOH)－[OH－]

[OH－]

[OH－]

则Kb＝，[OH－]≈

[自我检测]

1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”

(1)电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱。(

)

(2)电离平衡常数(K)与温度无关。(

)

(3)不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同。(

)

(4)多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为Ka1[HCO]>[CO]

b．[HCO]>[HC2O]>[C2O]>[CO]

c．[H＋]>[HC2O]>[C2O]>[CO]

d．[H2CO3]>[HCO]>[HC2O]>[CO]

[解析]

根据电离平衡常数可知草酸的酸性强于碳酸，则碳酸钠的水解程度大于草酸钠，所以0.1

mol/L

Na2CO3溶液的pH大于0.1

mol/L

Na2C2O4溶液的pH。草酸的酸性强于碳酸，则等浓度的草酸溶液和碳酸溶液中，氢离子浓度较大的是草酸。草酸的二级电离常数大于碳酸的，所以草酸的电离程度大，因此溶液中[H＋]>[HC2O]>[C2O]>[HCO]>[CO]，a、c正确，b、d错误。

[答案]

大于

草酸

ac

利用电离平衡常数解题的思维模型

题组一

有关电离平衡常数的定性分析

1．相同温度下，三种酸的电离常数如下表所示，下列判断正确的是(

)

酸

HX

HY

HZ

电离常数Ka(mol/L)

9×10－7

9×10－6

1×10－2

A.三种酸的强弱关系：HX>HY>HZ

B．反应HZ＋Y－===HY＋Z－能够发生

C．相同温度下，0.1

mol/L的NaX、NaY、NaZ溶液，NaZ溶液pH最大

D．相同温度下，1

mol/L

HX溶液的电离常数大于0.1

mol/L

HX溶液的电离常数

解析：选B。表中电离常数大小关系：1×10－2

mol/L>9×10－6

mol/L>9×10－7

mol/L，所以三种酸的酸性强弱为HZ>HY>HX，A、C不正确。电离常数只与温度有关，与浓度无关，D不正确。

2．(2018·杭州七校联考)已知25

℃，醋酸、次氯酸、碳酸、亚硫酸的电离平衡常数如下表，下列叙述正确的是(

)

酸

醋酸

次氯酸

碳酸

亚硫酸

电离平衡常数(mol·L－1)

Ka＝1．75×10－5

Ka＝2．98×10－8

Ka1＝4．30×10－7Ka2＝5．61×10－11

Ka1＝1．54×10－2Ka2＝1．02×10－7

A.25

℃，等物质的量浓度的CH3COONa、NaClO、Na2CO3和Na2SO3四种溶液中，碱性最强的是Na2CO3

B．将0.1

mol·L－1的醋酸不断加水稀释，所有离子浓度均减小

C．少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中反应的离子方程式为SO2＋H2O＋Ca2＋＋2ClO－===CaSO3↓＋2HClO

D．少量SO2通入CH3COONa溶液中反应的离子方程式为SO2＋H2O＋2CH3COO－===SO＋2CH3COOH

解析：选A。根据表中数据可知，酸性：亚硫酸＞醋酸＞碳酸＞亚硫酸氢根离子＞次氯酸＞碳酸氢根离子。A项，相同物质的量浓度的含有弱酸根离子的钠盐溶液，对应酸的酸性越弱，则酸根离子水解程度越大，溶液中氢氧根离子浓度越大，pH越大，水解程度：CH3COO－＜SO＜ClO－＜CO，所以碱性最强的是Na2CO3，正确；B项，醋酸溶液中加一定量水，醋酸的电离程度增大，但是溶液中氢离子浓度减小，由于KW不变，所以氢氧根离子浓度增大，错误；C项，少量SO2通入Ca(ClO)2溶液中，反应生成的次氯酸能够氧化亚硫酸根离子，生成CaSO4，错误；D项，少量SO2通入CH3COONa溶液中，反应生成醋酸和亚硫酸氢根离子，反应的离子方程式为SO2＋H2O＋CH3COO－===HSO＋CH3COOH，错误。

题组二

有关电离平衡常数的定量计算

3．(2016·高考浙江卷)苯甲酸钠(COONa，缩写为NaA)可用作饮料的防腐剂。研究表明苯甲酸(HA)的抑菌能力显著高于A－。已知25

℃时，HA的Ka＝6.25×10－5

mol/L，H2CO3的Ka1＝4.17×10－7

mol/L，Ka2＝4.90×10－11

mol/L。在生产碳酸饮料的过程中，除了添加NaA外，还需加压充入CO2气体。下列说法正确的是(温度为25

℃，不考虑饮料中其他成分)(

)

A．相比于未充CO2的饮料，碳酸饮料的抑菌能力较低

B．提高CO2充气压力，饮料中[A－]不变

C．当pH为5.0时，饮料中＝0.16

D．碳酸饮料中各种粒子的浓度关系为[H＋]＝[HCO]＋[CO]＋[OH－]－[HA]

解析：选C。根据题中所给的电离平衡常数可知，酸性：HA>H2CO3>HCO。A项，碳酸饮料因充有CO2而使HA的电离受到抑制，故相比于未充CO2的饮料，碳酸饮料中HA的浓度较大，抑菌能力较强，错误；B项，提高CO2充气压力，CO2的溶解度增大，HA的电离平衡左移，[A－]减小，错误；C项，因为HAH＋＋A－，Ka＝，故＝＝＝0.16，正确；D项，依据溶液中电荷守恒可知：[Na＋]＋[H＋]＝[HCO]＋2[CO]＋[OH－]＋[A－]，结合物料守恒：[Na＋]＝[A－]＋[HA]，所以[H＋]＝[HCO]＋2[CO]＋[OH－]－[HA]，错误。

4．(1)已知常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，溶液的pH＝5.60，[H2CO3]＝1.5×10－5

mol·L－1。若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则H2CO3HCO＋H＋的平衡常数Ka1＝________。(已知10－5.60＝2.5×10－6)

(2)已知常温下H2C2O4的电离平衡常数Ka1＝5.4×10－2

mol·L－1，Ka2＝5.4×10－5

mol·L－1，反应NH3·H2O＋HC2ONH＋C2O＋H2O的平衡常数K＝9.45×104，则NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝________。

(3)25

℃时，在2.0×10－3

mol·L－1的***水溶液中，调节溶液pH(忽略调节时体积变化)，测得平衡体系中[F－]、[HF]与溶液pH的关系如下图。

则25

℃时，HF电离平衡常数为Ka(HF)＝

________________________________________________________________________

(列式求值)。

(4)[2016·高考全国卷Ⅱ，26(4)]联氨(N2H4)为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似。联氨第一步电离反应的平衡常数值为____________(已知：N2H4＋H＋

N2H的K＝8.7×107

mol－1·L；KW＝1.0×10－14mol2·L－2)。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为______________________。

解析：(1)Ka1＝＝

＝4.2×10－7

mol·L－1。

(2)反应的平衡常数

K＝＝

＝＝9.45×104，

Kb＝1.75×10－5

mol·L－1。

(3)电离平衡常数等于电离出的离子的平衡浓度的系数次幂之积除以电解质的平衡浓度，故

Ka(HF)＝＝

＝4×10－4

mol·L－1。

(4)N2H4的第一步电离的方程式为N2H4＋H2ON2H＋OH－，则电离平衡常数Kb＝

＝＝＝K·KW＝8.7×107

mol－1·L×1.0×10－14

mol2·L－2＝8.7×10－7

mol·L－1。联氨是二元弱碱，其与硫酸形成的酸式盐为N2H6(HSO4)2。

答案：(1)4.2×10－7

mol·L－1

(2)1.75×10－5

mol·L－1

(3)＝

mol·L－1＝4×10－4

mol·L－1

(4)8.7×10－7

mol·L－1

N2H6(HSO4)2

电离平衡常数的应用

(1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。

(2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离平衡常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。

(3)判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。

(4)判断微粒浓度比值的变化

例如：0.1

mol/L

CH3COOH溶液中加水稀释，

＝＝，

[H＋]减小，Ka不变，则增大。

[课后达标检测]

一、选择题

1．(2018·西安八校联考)下列事实一定能说明HA是弱酸的是(

)

A．常温下NaA溶液的pH大于7

B．HA能与Na2CO3溶液反应，产生CO2气体

C．1

mol·L－1的HA水溶液能使紫色石蕊试液变红

D．用HA溶液做导电性实验，灯泡很暗

解析：选A。NaA溶液的pH大于7，说明NaA为强碱弱酸盐，则HA为弱酸，A项正确；HCl也能与Na2CO3溶液反应，产生CO2气体，但HCl是强酸，B项错误；1

mol·L－1的HCl溶液也能使紫色石蕊试液变红，C项错误；溶液的导电性与溶液中的离子浓度有关，如果是强电解质，但溶液中的离子浓度很小，灯泡也会很暗，D项错误。

2．0.1

mol·L－1某碱AOH溶液的pH＝11，将该溶液稀释10倍后，溶液的pH不可能为(

)

①10.1

②10.8

③12

④11.5

A．③④B．①②

C．①③D．②④

解析：选A。在碱溶液稀释过程中，溶液的pH减小而不是增大，若AOH是强碱，稀释10倍后溶液的pH＝10，若AOH是弱碱，由于稀释过程中AOH会继续电离出OH－，故稀释10倍后10

HNO2，故C、D正确。

8．(2018·湖南六校联考)高氯酸、硫酸、盐酸和硝酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。某温度下，四种物质在冰醋酸中的电离常数如下：

HClO4

H2SO4

HCl

HNO3

Ka

(mol·L－1)

1.6×10－5

6.3×10－9

1.6×10－9

4.2×10－10

根据表格中数据判断以下说法不正确的是(

)

A．在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中最强的酸

B．在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO4===2H＋＋SO

C．在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离

D．酸的强弱与其本身的结构和溶剂的性质有关

解析：选B。在冰醋酸中高氯酸的电离常数最大，则酸性最强，A项正确；在冰醋酸中硫酸的电离常数较小，不能完全电离，电离方程式应为H2SO4H＋＋HSO，B项错误；在冰醋酸中这四种酸的电离常数较小，均不能完全电离，C项正确；酸的强弱与其本身的结构和溶剂的性质有关，D项正确。

9．(2017·高考全国卷Ⅱ)改变

0.1

mol·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示{已知δ(X)＝}。

下列叙述错误的是(

)

A．pH＝1.2时，[H2A]＝[HA－]

B．lg

[Ka2(H2A)]＝－4.2

C．pH＝2.7时，[HA－]＞[H2A]＝[A2－]

D．pH＝4.2时，[HA－]＝[A2－]＝[H＋]

解析：选D。从图像中可以看出pH＝1.2时，δ(H2A)＝δ(HA－)，则[H2A]＝[HA－]，A项正确；根据HA－H＋＋A2－，可确定Ka2(H2A)＝，从图像中可以看出pH＝4.2时，δ(HA－)＝δ(A2－)，则[HA－]＝[A2－]，即lg

[Ka2(H2A)]＝lg

[H＋]＝－4.2，B项正确；从图像中可以看出pH＝2.7时，δ(HA－)>δ(H2A)＝δ(A2－)，则[HA－]>[H2A]＝[A2－]，C项正确；从图像中可以看出pH＝4.2时，δ(HA－)＝δ(A2－)，则[HA－]＝[A2－]≈0.05

mol·L－1，而[H＋]＝10－4.2

mol·L－1，D项错误。

二、非选择题

10．(2018·海南七校联考)连二次硝酸(H2N2O2)是一种二元酸，可用于制N2O气体。

(1)连二次硝酸中氮元素的化合价为________。

(2)常温下，用0.01

mol·L－1的NaOH溶液滴定10

mL

0.01

mol·L－1的H2N2O2溶液，测得溶液pH与NaOH溶液体积的关系如图所示。

①写出H2N2O2在水溶液中的电离方程式：

________________________________________________________________________。

②b点时溶液中[H2N2O2]________(填“>”“[N2O]。③a点时溶液中，根据电荷守恒可得[Na＋]＋[H＋]＝2[N2O]＋[HN2O]＋[OH－]，而a点时溶液的pH＝7，则[H＋]＝[OH－]，故[Na＋]＝2[N2O]＋[HN2O]，所以[Na＋]>[N2O]＋[HN2O]。

答案：(1)＋1

(2)①H2N2O2H＋＋HN2O、HN2OH＋＋N2O

②>

③>

11．为研究HA、HB和MOH酸碱性的相对强弱，某化学学习小组设计了以下实验：室温下，pH＝2的两种酸溶液HA、HB和pH＝12的碱溶液MOH各取1

mL，然后分别加水稀释到1

000

mL，其pH的变化与溶液体积的关系如图所示，根据所给数据，请回答下列问题：

(1)HA为________酸(填“强”或“弱”，下同)，HB为________酸。

(2)若c＝9，则稀释后的三种溶液中，由水电离出的氢离子的浓度的大小顺序为____________________(用酸、碱的化学式表示)。将稀释后的HA溶液和MOH溶液等体积混合，所得溶液中[A－]与[M＋]的大小关系为[A－]________[M＋](填“大于”“小于”或“等于”)。

(3)若b＋c＝14，则MOH为________碱(填“强”或“弱”)。将稀释后的HB溶液和MOH溶液等体积混合，所得混合溶液的pH________7(填“大于”“小于”或“等于”)。

解析：(1)pH＝a的强酸溶液，稀释10n(a＋nHB

等于

(3)弱

等于

12．(2018·大连重点中学考试)Ⅰ.HA、H2B、H3C三种弱酸，根据“较强酸＋较弱酸盐===较强酸盐＋较弱酸”的反应规律，它们之间能发生下列反应：

A．HA＋HC2－(少量)===A－＋H2C－

B．H2B(少量)＋2A－===B2－＋2HA

C．H2B(少量)＋H2C－===HB－＋H3C

回答下列问题：

(1)相同条件下，HA、H2B、H3C三种酸中，酸性最强的是________。

(2)A－、B2－、C3－、HB－、H2C－、HC2－六种离子中，最易结合质子(H＋)的是________，最难结合质子的是___________________________________。

(3)写出下列反应的离子方程式。

HA(过量)＋C3－：

_______________________________。

Ⅱ.在25

℃下，将a

mol·L－1的氨水与0.01

mol·L－1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中[NH]＝[Cl－]，则溶液显________(填“酸”“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝________。

解析：Ⅰ.(1)根据“较强酸制较弱酸”原理，由A、B、C反应可得酸性：HA>H2C－、H2B>HA、H2B>H3C，故HA、H2B、H3C中酸性最强的为H2B。(2)HC2－酸性最弱，则C3－最易结合质子；H2B酸性最强，则HB－最难结合质子。(3)过量HA与C3－反应，生成H2C－和A－。

Ⅱ.根据电荷守恒得：[NH]＋[H＋]＝[Cl－]＋[OH－]，由于[NH]＝[Cl－]，则[H＋]＝[OH－]，因此溶液显中性；混合后溶液中[OH－]＝10－7

mol·L－1，而[NH]＝[Cl－]＝×0.01

mol·L－1，[NH3·H2O]＝×(a－0.01)

mol·L－1，故

NH3·H2O的电离常数Kb＝＝＝

mol·L－1。

答案：Ⅰ.(1)H2B

(2)C3－

HB－

(3)2HA(过量)＋C3－===H2C－＋2A－

Ⅱ.中

mol·L－1

13．(2018·呼和浩特高三考试)(1)电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量。已知下表数据：

化学式

电离平衡常数(25

℃)/mol·L－1

HCN

Ka＝5.0×10－10

CH3COOH

Ka＝1.8×10－5

H2CO3

Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11

①25

℃时，等浓度的四种溶液：a.NaCN溶液

b．Na2CO3溶液

c．CH3COONa溶液

d．NaHCO3溶液，pH由大到小的顺序为________________(填序号)。

②将0.2

mol·L－1

HCN溶液和0.1

mol·L－1的NaOH溶液等体积混合后，溶液显碱性，则[HCN]、[H＋]、[OH－]、[CN－]、[Na＋]大小排序为______________________________________，[HCN]＋[CN－]________(填“>”“H2CO3>HCN>HCO(相应的酸根离子分别为CH3COO－、HCO、CN－、CO)，酸性越弱，其盐溶液中酸根离子水解程度越大，故等浓度的四种溶液：a.NaCN溶液、b.Na2CO3溶液、c.CH3COONa溶液、d.NaHCO3溶液，pH由大到小的顺序为b>a>d>c。②反应后得到等浓度的HCN与NaCN的混合溶液，由溶液显碱性可推知CN－水解程度大于HCN的电离程度，故溶液中有关微粒的浓度大小为[HCN]>[Na＋]>[CN－]>[OH－]>[H＋]；等体积混合后有关粒子的浓度变为原来的一半，根据原子守恒可知[HCN]＋[CN－]＝0.1

mol·L－1。③酸越弱，稀释同样的倍数，其pH改变越小，因此相同条件下，取等体积等pH的a.HCN溶液，b.CH3COOH溶液，c.H2CO3溶液，各稀释100倍，稀释后的溶液pH大小关系为b>c>a。④混合后溶液pH＝11，说明混合后溶液中[OH－]＝10－3

mol·L－1，故由题意得＝10－3，解得Va∶Vb＝1∶9。(2)因温度不一定是25

℃，故pH＝7时溶

液不一定呈中性；由[SO]＝[A＋]及电荷守恒可知溶液中[H＋]＝[OH－]，则溶液一定呈中性；无论溶液呈酸性、中性还是碱性，混合溶液中总存在[H＋][OH－]＝KW；混合溶液中[OH－]＝

mol·L－1，可说明混合溶液中[H＋]＝[OH－]，则溶液一定呈中性。

答案：(1)①b>a>d>c

②[HCN]>[Na＋]>[CN－]>[OH－]>[H＋]

＝

③b>c>a

④1∶9

(2)②④