Question

【題目】(1)水的電離平衡曲線如圖所示，若A點、B點分別表示25 ℃和100 ℃時水的電離達平衡時的離子濃度。則表示25 ℃的是___________(填“A”或“B”)。100 ℃時，在1 mol·L－1的NaOH溶液中，由水電離出的c(H＋)=__________mol·L－1。100 ℃時，5×10－5 mol·L－1的H2SO4溶液與pH=9的Ba(OH)2溶液混合后pH=7，則混合前H2SO4溶液與Ba(OH)2溶液的體積比為 。

(2)電離平衡常數(shù)是衡量弱電解質(zhì)電離程度強弱的量。已知如表數(shù)據(jù)。

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

①25℃時，有等濃度的NaHCO3溶液、NaCN溶液、Na2CO3溶液、CH3COONa溶液，四種溶液的pH由大到小的順序為_________________________。

②25℃時，等濃度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等體積混合，所得溶液顯堿性，則c(Na＋)__________c(CH3COO－)(填“>”、“<”或“＝”)。

③向NaCN溶液中通入少量CO2，所發(fā)生反應的離子方程式為_______________________。

（3）在化學分析中采用K2CrO4為指示劑，以AgNO3標準溶液滴定溶液中的Cl，利用Ag+與CrO生成磚紅色沉淀，指示到達滴定終點。當溶液中Cl恰好完全沉淀(濃度等于1.0×105 mol·L1)時，溶液中c(Ag+)為___________mol·L1，此時溶液中c(CrO)等于__________ mol·L1。(已知Ag2CrO4、AgCl的Ksp分別為2.0×1012和2.0×1010)。

Answer 1

【答案】(1)A 1×10－12 9:1（或9）

(2)①Na2CO3>NaCN>NaHCO3>CH3COONa

②> ③ CN－＋H2O＋CO2===HCN＋HCO

(3) 2.0×10-5 5×10-3

【解析】

試題分析：

（1）水的電離吸熱，溫度升高，水的電離平衡正向移動，c(H＋)、c(OH－)濃度增大，Kw增大，則25 ℃時的曲線是A。根據(jù)曲線B可知，100℃時，Kw=1×10－12，此時在1 mol·L－1的NaOH溶液中，水電離的c(H＋)水=c(H＋)所有== =1×10－12mol·L－1。100℃時，Kw=1×10－12，則中性時溶液的pH=6。100℃時，5×10－5 mol·L－1的H2SO4溶液與pH=9的Ba(OH)2溶液混合后pH=7，可知混合溶液呈堿性，則有：c(OH－)混== =10－5，則混合前H2SO4溶液與Ba(OH)2溶液的體積比為9:1。

（2）電離常數(shù)越大，酸的酸性越強，酸性越強，對應離子的水解能力越弱。根據(jù)表中電離常數(shù)數(shù)據(jù)，可得酸性強弱順序為：CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO3－，對應離子的水解能力：CH3COO－＜HCO3－＜CN－＜CO32－。

①因離子的水解能力：CH3COO－＜HCO3－＜CN－＜CO32－，水解能力越大，所得溶液的堿性越強，pH越大。則有25℃時，等濃度的NaHCO3溶液、NaCN溶液、Na2CO3溶液、CH3COONa溶液，四種溶液的pH由大到小的順序為 Na2CO3>NaCN>NaHCO3> CH3COONa。

②等濃度的CH3COOH溶液和NaOH溶液等體積混合后，恰好生成CH3COONa，因CH3COO－水解，離子濃度減小，則c(Na＋)＞c(CH3COO－)。

③因離子的水解能力：CH3COO－＜HCO3－＜CN－＜CO32－，可知，CO32－結合H＋的能力大于CN－，則可知在NaCN溶液中通入少量CO2，所發(fā)生反應的離子方程式為 CN－＋H2O＋CO2===HCN＋HCO。

（3）當溶液中Cl-完全沉淀時，即c(Cl－)=1.0×105 mol·L1，根據(jù)溶度積常數(shù)Ksp(AgCl)=2.0×1010，可得溶液中c(Ag+)= = =2.0×10-5 mol·L1；則此時溶液中c(CrO42)== =5×10-3 mol·L1。