Question

【題目】電離平衡常數（Ka、Kb）、水的離子積常數（Kw）、鹽的水解常數（Kh）是電解質溶液中的三大常數，學習中我們要注意他們的區別與聯系，通過學習的相關知識請完成以下練習。

(1)已知：a.常溫下，醋酸和NH3H2O的電離常數相同。

b.CH3COOH+NaHCO3═CH3COONa+CO2↑+H2O

①CH3COONH4溶液呈_______性(填"酸"、"堿"或"中"，下同)。

②NH4HCO3溶液呈________性，溶液中物質的量濃度最大的離子是______（填化學式）。

(2)室溫時，若用鹽酸滴定氨水，當滴定過程中pH=9時，且溶液中滿足4c(NH4+)=7c(NH3·H2O)，則氨水的電離平衡常數Kb(NH3·H2O)=____________（填數值）。

(3)100℃時，Kw=1.0×10-12，該溫度下測得0.1mol/L Na2A溶液的pH=6。

①H2A在水溶液中的電離方程式為__________________________________

②該溫度下，將0.01mol/L H2A 溶液稀釋20倍后，溶液的pH=__________

(4)已知常溫下CN－的水解常數Kh＝1.61×10－5。常溫下，含等物質的量濃度的HCN與NaCN的混合溶液顯______(填“酸”、“堿”或“中”)性，c(CN－)_____(填“＞”、“＜”或“＝”)c(HCN)。

學法題：就以上的解答思考，電離平衡常數（Ka）、水的離子積常數（Kw）、鹽的水解常數（Kh）之間有什么關系，請寫出他們的關系式____________

Answer 1

【答案】中 堿 NH4+ 1.75×10—5 H2A = 2H+ + A2- 3 堿 < KaKh=Kw

【解析】

(1)判斷鹽溶液酸堿性時，注意比較陰、陽離子水解程度；溶液中物質的量濃度最大的離子為強電解質離子或水解程度較弱的離子。

(2)電離平衡常數，將4c(NH4+)=7c(NH3·H2O)和pH=9帶入直接計算即可。

(3)根據溶液pH判斷離子是否為強電解質，強電解質電離方程書寫“=”。

(4) KaKh=Kw，已知Kh可計算Ka值，進行后續比較。

(1).①已知常溫下，醋酸和NH3H2O的電離常數相同，二者的電離程度相等，即CH3COO-和NH4+的水解程度相同，溶液呈中性。

②根據CH3COOH+NaHCO3═CH3COONa+CO2↑+H2O可知，醋酸酸性比碳酸強，即醋酸的電離程度大于碳酸；由已知可知，醋酸和NH3H2O的電離常數相同，即NH3H2O電離常數大于碳酸，碳酸氫根的水解程度比銨根的水解程度大，即NH4HCO3溶液呈堿性，溶液中物質的量濃度最大的離子是NH4+。

(2)室溫時，若用鹽酸滴定氨水，當pH=9時，溶液為NH4Cl和NH3·H2O混合， c(OH-)=10-5mol/L，溶液中滿足4c(NH4+)=7c(NH3·H2O)，則氨水的電離平衡常數 。

(3)100℃時，Kw=1.0×10-12，該溫度下Na2A溶液的pH=6呈中性，說明H2A為強酸，完全電離。

①H2A在水溶液中的電離方程式為H2A = 2H+ + A2-；

②該溫度下，0.01mol/L H2A 溶液中c(H+)=0.02mol/L，稀釋20倍后，c(H+)=0.001mol/L，溶液的pH=-lgc(H+)=3；

(4)常溫下，HCN的電離常數 ，CN-的水解常數 ，，則當Kh＝1.61×10－5時，Ka=6.2×10-10，即CN-的水解程度大于HCN的電離程度。由于鹽和酸的濃度相同，故水解產生的氫氧根離子大于電離產生的氫離子，溶液顯堿性，c(CN－)＜c(HCN)。