Question

【題目】I已知25℃時，醋酸、碳酸、氫氰酸的電離平衡常數如下表(單位省略)：

醋酸	碳酸	氫氰酸
Ka=1.7×10-5	Ka1=4.2×10-7 Ka2=5.6×10-11	Ka=6.2×10-10

（1）寫出碳酸的第一步電離方程式___。

（2）25℃時，等濃度的三種溶液①NaCN溶液、②Na2CO3溶液、③CH3COONa溶液，pH由大到小的順序為___（填序號）。

（3）25℃時，向NaCN溶液中通入少量CO2，反應的離子方程式為___。

（4）將濃度為0.02mol/L的HCN與0.01mol/LNaOH溶液等體積混合，測得混合溶液中c(Na+)＞c(CN-)，下列關系正確的是___。

a.c(H+)＞c(OH-) b.c(H+)+c(HCN)=c(OH-) c.c(HCN)+c(CN-)=0.01mol/L

（5）25℃時，濃度均為0.01mol/L的①NaCN、②CH3COONa、③NaCl溶液中，陰離子總濃度由大到小的順序為___（填序號）。

Ⅱ.酸性高錳酸鉀標準溶液是實驗室常用的氧化還原滴定標準試劑。

（6）某同學用0.1000mol/L的酸性高錳酸鉀標準溶液滴定某試樣中過氧化氫的含量，反應原理為2MnO4－＋5H2O2＋6H＋=2Mn2＋＋8H2O＋5O2↑。

①滴定時，用___裝KMnO4溶液。

②滴定到達終點的現象是___。

③用移液管吸取25.00m試樣置于錐形瓶中，重復滴定四次，每次消耗的酸性KMnO4標準溶液體積如下表所示：

	第一次	第二次	第三次	第四次
體積(mL)	17.10	18.10	17.00	16.90

則試樣中過氧化氫的濃度為___mol/L。

Answer 1

【答案】H2CO3 H++HCO3- ②>①>③ CN-+CO2+H2O=HCO3-+HCN c ③>②>① 酸式滴定管 滴入最后一滴酸性高錳酸鉀標準溶液，錐形瓶內溶液顏色恰好由無色變為淺紫色，且30秒內溶液不褪色 0.1700

【解析】

（1）碳酸的第一步電離方程式為H2CO3 H++HCO3-；

（2）25℃時，因為醋酸、碳酸氫根、氫氰酸的電離平衡常數分別為1.7×10-5、5.6×10-11、6.2×10-10，所以等濃度的三種溶液①NaCN溶液、②Na2CO3溶液、③CH3COONa溶液，其水解程度由大到小氣順序為②>①>③；

（3）25℃時，由于氫氰酸的電離平衡常數介于碳酸的一級電離和二級電離之間，所以，向NaCN溶液中通入少量CO2只能生成碳酸氫根；

（4）將濃度為0.02mol/L的HCN與0.01mol/L NaOH溶液等體積混合，得到濃度均為0.005 mol/L的HCN和 NaCN混合溶液，溶液中c(Na+)>c(CN-)，則根據電荷守恒可知c(OH-)>c(H+)，說明NaCN的水解作用大于HCN的電離作用。a.c(H+)＞c(OH-)，錯誤；b.由電荷守恒和物料守恒可得，2c(H+)+c(HCN)=2c(OH-)+ c(CN-)，b錯誤；c.由物料守恒可知，c(HCN)+c(CN-)=0.01mol/L，c正確；

（5）25℃時，濃度均為0.01mol/L的①NaCN、②CH3COONa、③NaCl溶液中，其中氯化鈉不能水解，NaCN和CH3COONa都能水解且其溶液均顯堿性，由于HCN的電離常數更小，故NaCN的水解程度大于CH3COONa，因此，3種溶液中c(H+)由大到小的順序為③>②>①，3種溶液中的c(Na+)相等，故3種溶液中陽離子的總濃度由大到小的順序為③>②>①，由電荷守恒可知，陰離子總濃度由大到小的順序為③>②>①；

（6）①酸性高錳酸鉀標準溶液顯酸性，所以滴定時0.1mol/L的酸性高錳酸鉀標準溶液應用酸式滴定管盛裝；

②滴定終點時的現象是滴入最后一滴酸性高錳酸鉀標準溶液，錐形瓶內溶液顏色恰好由無色變為淺紫色，且30秒內溶液不褪色；

③由于第二次數據誤差過大，故舍去，其他三組的平均值為17.00mL，根據反應2MnO4-+5H2O2+6H+=2Mn2++8H2O+5O2 ，n(H2O2)=2.5×n(MnO4-)=2.5×0.1000mol L-1×0.017L，c(H2O2)= =0.1700mol/L。