Question

【題目】常溫下，部分酸的電離平衡常數(shù)如下：

化學(xué)式	HF	HCN	H2CO3
電離常數(shù)	Ka=3.5×10-4	Ka=5.0×10-10	Ka1=4.4×10-7 Ka2=4.7×10-11

（1）c(H+)相同的三種酸溶液的濃度從大到小為___。

（2）若HCN溶液的起始濃度為0.01mol·L-1，平衡時c(H+)約為__mol·L-1。使此溶液中HCN的電離程度增大且c(H+)也增大的方法是__。

（3）中和等量的NaOH，消耗等pH的氫氟酸和硫酸的體積分別為aL、bL，則a__(填“大于”“小于”或“等于”，下同)b。中和等濃度、等體積的氫氟酸和硫酸需要NaOH的物質(zhì)的量為n1、n2，則n1__n2。

（4）向NaCN溶液中通入少量的CO2，發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為__。

（5）設(shè)計實驗證明氫氟酸比HCl的酸性弱__。

Answer 1

【答案】c(HCN)＞c(H2CO3)＞c(HF) ×10-6 升高溫度 小于 小于 CN-+CO2+H2O=HCN+HCO 測定等濃度的兩種酸溶液的pH，氫氟酸的pH大或等濃度的兩種酸溶液分別與Zn反應(yīng)，初始時氫氟酸冒氣泡慢

【解析】

(1)根據(jù)三種酸的電離平衡常數(shù)可知，酸性：HF＞H2CO3＞HCN＞HCO3－。因此c (H＋)相同的三種酸，其酸的濃度從大到小的順序為c (HCN)>c (H2CO3) >c (HF)，故答案為c (HCN)>c (H2CO3) >c (HF)；

(2)設(shè)c(H+)=x，根據(jù)HCNH++CN-，Ka=5.0×10-10==，解得x≈×10-6，弱電解質(zhì)的電離過程是吸熱過程，升高溫度，能夠促進(jìn)HCN的電離，電離程度增大，c(H+)也增大，故答案為×10-6；升高溫度；

(3)中和等量的NaOH，需要消耗等物質(zhì)的量的氫離子，當(dāng)氫氟酸和硫酸的pH相等時，由于硫酸是強酸，氫氟酸為弱酸，需要氫氟酸和硫酸的體積比小于1:1，即a小于b。氫氟酸為一元酸、硫酸為二元酸，中和等濃度、等體積的氫氟酸和硫酸需要NaOH的物質(zhì)的量為1:2，即n1小于n2，故答案為小于；小于；

(4)酸性：HF＞H2CO3＞HCN＞HCO3-。向NaCN中通入少量的CO2反應(yīng)生成HCN和NaHCO3，反應(yīng)的離子方程式為CN-+CO2+H2O=HCN+HCO3-，故答案為CN-+CO2+H2O=HCN+HCO3-；

(5)證明氫氟酸比鹽酸的酸性弱可以使用的方法有：①測定等濃度的兩種酸的pH，氫氟酸的pH大；②等濃度的兩種酸分別與Zn反應(yīng)，初始?xì)浞�酸冒氣泡慢；③測定等物質(zhì)的量濃度的兩種溶液的導(dǎo)電性，鹽酸的燈泡較亮、氫氟酸的燈泡較暗等，故答案為:測定等濃度的兩種酸的pH，氫氟酸的pH大或等濃度的兩種酸分別與Zn反應(yīng)，初始?xì)浞�酸冒氣泡�?/span>。