14.常溫下有0.1mol/L的以下幾種溶液(①H2SO4溶液、②NaHSO4溶液、③CH3COOH溶液、④HCl溶液、⑤HCN溶液、⑥NH3•H2O),其中如下幾種溶液的電離度(即已經(jīng)電離的占原來總的百分數(shù))如表(已知H2SO4的第一步電離是完全的),回答下面問題:
①H2SO4溶液中HSO4-②NaHSO4溶液中HSO4-③CH3COOH④HCl溶液
10%29%1.33%100%
(1)常溫下,pH相同的表格中幾種溶液,其物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是(填序號,下同)③>②>④>①.
(2)常溫下,將足量的鋅粉投入等體積pH=1的表格中幾種溶液中,產(chǎn)生H2的體積(同溫同壓下)由大到小的順序是③>②>①>④.
(3)在25℃時,若用已知濃度的NaOH滴定未知濃度的CH3COOH應選用酚酞作指示劑,若終點時溶液pH=a,則由水電離的c(H+)為10(a-14)mol/L.
(4)在25℃時,將bmol•L-1的KCN溶液與0.01mol•L-1的鹽酸等體積混合,反應達到平衡時,測得溶液pH=7,則KCN溶液的物質(zhì)的量濃度b>0.01mol•L-1(填“>”“<”或“=”);用含b的代數(shù)式表示HCN的電離常數(shù)Ka=(100b-1)×10-7 mol•L-1

分析 (1)等pH的酸,其電離程度越大,酸的物質(zhì)的量濃度越;
(2)等pH的酸,其電離程度越大,酸的物質(zhì)的量濃度越小,等體積時濃度越大,產(chǎn)生的氫氣的體積越大;
(3)根據(jù)鹽類的水解考慮溶液的酸堿性,然后根據(jù)指示劑的變色范圍與酸堿中和后的越接近越好,且變色明顯(終點變?yōu)榧t色),溶液顏色的變化由淺到深容易觀察,而由深變淺則不易觀察;終點時生成的是醋酸鈉,醋酸鈉溶液中氫氧根離子為水電離的,根據(jù)溶液的pH計算出溶液中氫氧根離子的濃度;
(4)當b=0.01mol/L時,反應生成HCN,溶液顯示酸性,如果溶液為中性,則KCN應該過量;據(jù)電離常數(shù)公式求出HCN的電離常數(shù).

解答 解:(1)等pH的酸,其電離程度越大,則需要的酸的物質(zhì)的量濃度越小,根據(jù)表中數(shù)據(jù)可知,電離程度大小為:③<②<④<①,則物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是③>②>④>①;
故答案為:③>②>④>①;
(2)等體積pH=1的上述幾種溶液中,酸中能夠產(chǎn)生氫氣的氫原子的物質(zhì)的量由大到小的順序為:③②①④,則生成氫氣的體積由大到小為:③>②>①>④,
故答案為:③>②>①>④;
(3)NaOH溶液滴和CH3COOH溶液反應恰好完全時,生成了CH3COONa,CH3COONa水解溶液呈堿性,應選擇堿性范圍內(nèi)變色的指示劑:酚酞;
滴定終點是,溶液中的溶質(zhì)為醋酸鈉,醋酸鈉溶液中的氫氧根離子是水電離的,溶液的pH=a,則溶液中水電離的氫離子=溶液中氫氧根離子濃度=10(a-14)mol/L,
故答案為:酚酞;10(a-14)mol/L;
(4)KCN+HCl═KCl+HCN,若是等濃度,生成HCN應該呈酸性,而反應后PH=7呈中性,說明KCN有剩余(KCN水解呈堿性),所以b>0.01mol/L;
HCN═H++CN-Ka=c(H+)×c(CN-)/c(HCN),溶液呈中性則[H+]=10-7 mol/L,根據(jù)電荷守恒可知:c(CN-)+c(Cl-)=c(K+),則c(CN-)=c(K+)-c(Cl-)=$\frac{b-0.01}{2}$mol/L(等體積混合,原濃度都減半),根據(jù)物料守恒可得:c(HCN)=$\frac{2}$mol/L-$\frac{b-0.01}{2}$mol/L=$\frac{0.01}{2}$mol/L,帶入公式可得:Ka=$\frac{1{0}^{-7}×\frac{b-0.01}{2}}{\frac{0.01}{2}}$=(100b-1)×10-7 mol•L-1,
故答案為:>;(100b-1)×10-7 mol•L-1

點評 本題考查了酸堿混合的定性判斷、溶液中離子濃度定性、電離平衡常數(shù)的計算,題目難度中等,注意掌握溶液酸堿性與溶液pH的關系,能夠根據(jù)電荷守恒、鹽的水解判斷溶液中離子濃度定性,(4)為難點,注意正確分析、理解題干信息,結(jié)合電離平衡常數(shù)的表達式進行計算.

練習冊系列答案
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A.四種元素的最簡單氣態(tài)氫化物中W的沸點最高
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下列敘述正確的是( 。
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