Question

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-	③CH3COOH	④HCl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)K_a=（100b-1）×10^-7 mol•L^-1．

Answer 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．