Question

【題目】已知 25℃時部分弱電解質的電離平衡常數數據如表：

化學式	HSCN	CH3COOH	H2CO3	HClO
電離平衡常數	1.3×10﹣1	1.8×10﹣5	Ka1=4.3×10﹣1Ka2=5.6×10﹣1	3.0×10﹣8

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 20mL0.1molL﹣1CH COOH 溶液和 20mL0.1molL﹣1HSCN 溶液分別與 20mL0.1molL﹣1NaHCO 溶液混合，實驗測得產生的氣體體積（V）隨時間（t）的變化如圖．

反應初始階段兩種溶液產生 CO2氣體的速率存在明顯差異的原因是反應結束后，假設 NaHCO3完全反應且氣體全部逸出，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（填代入數據后的計算式，不必算出具體數值）．
（5）向 NaClO 溶液中通入少量的 CO2 ， 發生反應的離子方程式為 ．

Answer 1

【答案】
（1）H2CO3?H++HCO3﹣,大于
（2）e＜a＜d＜c＜b
（3）HSCN的酸性比CH3COOH強,其溶液中c（H+）較大,故其溶液與NaHCO3溶液的反應速率快,＜
（4）10﹣6﹣10﹣8
（5）ClO﹣+CO2+H2O═HClO+HCO3﹣
【解析】解：（1）碳酸的主要的電離方程式為H2CO3H++HCO3﹣，碳酸溶液加水稀釋，促進碳酸的電離，稀釋后的溶液中 c（H+） 大于原來的十分之一，

所以答案是：H2CO3H++HCO3﹣；大于；
（2）據弱酸的電離平衡常數可知，酸性HSCN＞CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO3﹣，酸性越弱，其酸根離子的水解程度越大，溶液pH越大，所以等物質的量濃度的a．CH3COONa b．Na2CO3 c．NaClO d．NaHCO3 e．NaSCN溶液的pH由小到大的順序為e＜a＜d＜c＜b，
所以答案是：e＜a＜d＜c＜b；
（3）由Ka（CH3COOH）=1.8×10﹣5和Ka（HSCN）=0.13可知，CH3COOH的酸性弱于HSCN的，即在相同濃度的情況下HSCN溶液中H+的濃度大于CH3COOH溶液中H+的濃度，濃度越大反應速率越快；又酸越弱，反應生成的相應的鈉鹽越易水解，即c（CH3COO﹣）＜c（SCN﹣），

所以答案是：HSCN的酸性比CH3COOH強，其溶液中c（H+）較大，故其溶液與NaHCO3溶液的反應速率快；＜；
（4）CH3COOH與CH3COONa的混合溶液中，存在電荷守恒：c（Na+）+c（H+）=c（OH﹣）+c（CH3COO﹣），所以c（CH3COO﹣）﹣c（Na+）=c（H+）﹣c（OH﹣）=10﹣6mol/L﹣10﹣8mol/L，

所以答案是：10﹣6﹣10﹣8；（5）酸性強弱HClO＞HCO3﹣，根據強酸制取弱酸知，二者反應生成碳酸氫鈉和次氯酸，離子方程式為ClO﹣+CO2+H2O═HClO+HCO3﹣，

所以答案是：ClO﹣+CO2+H2O═HClO+HCO3﹣．
【考點精析】根據題目的已知條件，利用弱電解質在水溶液中的電離平衡的相關知識可以得到問題的答案，需要掌握當弱電解質分子離解成離子的速率等于結合成分子的速率時，弱電解質的電離就處于電離平衡狀態；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律符合勒沙特列原理．