Question

（1）25℃時，部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：

弱酸	HCOOH	HCN	H2CO3
電離平衡常數(shù)	Ki=1.7×10-4	Ki=4.9×10-10	Ki1=4.3×10-7 Ki2=5.6×10-11

①HCOONa溶液呈

 

性（填“酸”、“堿”或“中”），其原因是

 

（用離子方程式表示）．
②在測定c（H⁺）相等的鹽酸和HCOOH溶液的pH時，某同學先用蒸餾水潤濕pH試紙，然后用潔凈干燥的玻璃棒蘸取試樣進行檢測，用此法誤差較大的是

 

（填“鹽酸”或“HCOOH”），原因是

 

．
③將少量CO₂通入NaCN溶液中，它們是否能反應（若能，寫出反應的離子方程式；若不能，直接填“否”）

 

．
（2）某溫度下的溶液中，c（H⁺）=10^x mol/L，c（OH^-）=10^y mol/L．x與y的關(guān)系如圖所示：
①M、N點對應的溫度分別是T₁、T₂，則T₁

 

T₂（填“＞”、“=”或“＜”）．
②T₂時，水的離子積常數(shù)Kw=

 

，pH=9的NaOH溶液中，由水電離產(chǎn)生的c（H⁺）=

 

mol/L．

Answer 1

考點：酸堿混合時的定性判斷及有關(guān)ph的計算,弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：（1）①HCOOH為弱酸，則HCOONa溶液水解呈堿性；
②弱酸稀釋時促進電離，用濕潤的pH試紙測量時誤差較�。�
③根據(jù)酸性的強弱判斷；
（2）①根據(jù)水的電離為吸熱過程，升高溫度促進電離，離子積常數(shù)增大判斷；
②T₂時，水的離子積常數(shù)Kw=10^-12，結(jié)合Kw=c（H⁺）×c（H⁺）計算．

解答： 解：（1）①HCOOH為弱酸，則HCOONa溶液水解呈堿性，水解的離子方程式為HCOO^-+H₂O?HCOOH+OH^-，故答案為：堿；HCOO^-+H₂O?HCOOH+OH^-；
②醋酸是弱電解質(zhì)，氯化氫是強電解質(zhì)，因為醋酸中存在電離平衡，鹽酸中不存在電離平衡，加水稀釋促進醋酸電離，所以加等體積的水稀釋等pH的醋酸和鹽酸，稀釋后的醋酸溶液中C（H⁺）大于鹽酸溶液中C（H⁺），pH值變化��；
故答案為：鹽酸；鹽酸是強酸酸稀釋時pH值變化大，醋酸是弱酸稀釋時電離平衡正向移動，pH值變化小；
③因酸性H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，則將少量CO₂通入NaCN溶液中，發(fā)生：CO₂+H₂O+CN^-=HCO₃^-+HCN，故答案為：CO₂+H₂O+CN^-=HCO₃^-+HCN；
（2）①M點時，Kw=10^-16，N點水的離子積常數(shù)Kw=10^-12，水的電離為吸熱過程，升高溫度促進電離，離子積常數(shù)增大，故答案為：＜；
②由圖象可知，T₂時，水的離子積常數(shù)Kw=10^-12，pH=9的NaOH溶液中，c（H⁺）=10^-9mol/L，則由水電離產(chǎn)生的c（H⁺）=10^-9mol/L．
故答案為：10^-12；10^-9．

點評：本題考查弱電解質(zhì)的強弱與水解的關(guān)系，并利用電離與水解來分析溶液中的離子的濃度的關(guān)系，學生應明確電離平衡常數(shù)的應用來解答．