Question

【題目】根據(jù)問題填空：
（1）25℃時，在0.1L 0.2molL﹣1的HA溶液中，有0.001mol的HA電離成離子，則該溶液的pH= ．
（2）25℃時，若向0.1mol/L氨水中加入稀硫酸至溶液的pH=7，此時c（NH4+）=amol/L，則c（SO42﹣）= ．
（3）室溫下，若向0.1mol/L氨水中加入pH=1的硫酸，且氨水與硫酸的體積比為1：1，則所得溶液中各離子的物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是 ．
（4）電離平衡常數(shù)是衡量弱電解質(zhì)電離程度強弱的物理量．已知：

化學式	電離常數(shù)（25℃）
HCN	K=4.9×10﹣10
CH3COOH	K=1.8×10﹣5
H2CO3	K1=4.3×l0﹣7、K2=5.6×10﹣11

回答下列問題
25℃時，有等濃度的NaCN溶液、Na2CO3溶液、CH3COONa溶液，三溶液的pH由大到小的順序為 ．
向NaCN溶液中通入少量CO2 ， 所發(fā)生反應的化學方程式為： ．
（5）常溫下，在一定體積pH=12的Ba（OH）2溶液中，逐滴加入一定物質(zhì)的量濃度的NaHSO4溶液，當溶液中的Ba2+恰好完全沉淀時，溶液pH=11．若反應后溶液的體積等于Ba（OH）2溶液與NaHSO4溶液的體積之和，則Ba（OH）2溶液與NaHSO4溶液的體積比是 ．

Answer 1

【答案】
（1）2
（2）0.5amol/L
（3）c（NH4+）＞c（SO42﹣）＞c（H+）＞c（OH﹣）
（4）Na2CO3溶液＞NaCN溶液＞CH3COONa溶液； NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3
（5）1：4
【解析】解：（1）在0.1L 0.2molL﹣1的HA溶液中，有0.001mol的HA電離成離子，則c（H+）= =0.01mol/L，所以pH=2，

所以答案是：2；（2）混合溶液呈中性，所以c（H+）=c（OH﹣），根據(jù)電荷守恒得c（NH4+）+c（H+）=2c（SO42﹣）+c（OH﹣），所以c（SO42﹣）= c（NH4+）=0.5amolL﹣1，

所以答案是：0.5amol/L；（3）若向氨水中加入pH=1的硫酸，且氨水與硫酸的體積比為1：1，則二者恰好反應生成硫酸銨，硫酸銨為強酸弱堿鹽，銨根離子水解而使其溶液呈酸性，pH＜7，水解離子方程式為NH4++H2ONH3H2O+H+，溶液呈酸性則c（H+）＞c（OH﹣），溶液中存在電荷守恒c（H+）+c（NH4+）=2c（SO42﹣）+c（OH﹣），所以 c（NH4+）＞c（SO42﹣），銨根離子水解程度較小，所以c（SO42﹣）＞c（H+），則離子濃度大小順序是 c（NH4+）＞c（SO42﹣）＞c（H+）＞c（OH﹣），

所以答案是：c（NH4+）＞c（SO42﹣ ）＞c（H+）＞c（OH﹣）；（4）根據(jù)圖表數(shù)據(jù)分析，電離常數(shù)：醋酸＞HCN＞碳酸氫根離子，所以等濃度的NaCN溶液、Na2CO3溶液、CH3COONa溶液水解程度為：Na2CO3溶液＞NaCN溶液＞CH3COONa溶液，故溶液的pH為：Na2CO3溶液＞NaCN溶液＞CH3COONa溶液，向NaCN溶液中通入少量CO2，由于酸性：H2CO3＞HCN＞HCO3﹣，故反應生成HCN和碳酸氫鈉，不能生成二氧化碳，故反應的化學方程式為NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3，

所以答案是：Na2CO3溶液＞NaCN溶液＞CH3COONa溶液；NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3；（5）pH=12的Ba（OH）2溶液中C（OH﹣）=10﹣2mol/L，設溶液體積為x，得到氫氧根離子物質(zhì)的量為x×10﹣2mol；反應的硫酸氫鈉物質(zhì)的量為0.5x×10﹣2mol；設硫酸氫鈉溶液體積為y，依據(jù)反應Ba（OH）2+NaHSO4=BaSO4↓+H2O+NaOH，混合后溶液pH=11，計算得到溶液中氫氧根離子濃度為10﹣3mol/L；

所以得到： =10﹣3；

得到x：y=1：4，

所以答案是：1：4．

【考點精析】通過靈活運用弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡，掌握當弱電解質(zhì)分子離解成離子的速率等于結(jié)合成分子的速率時，弱電解質(zhì)的電離就處于電離平衡狀態(tài)；電離平衡是化學平衡的一種，同樣具有化學平衡的特征．條件改變時平衡移動的規(guī)律符合勒沙特列原理即可以解答此題．