已知在常温下测得浓度均为0.1mol•L-1的下列三种溶液的pH：溶质NaHCO3Na2CO3NaCNpH8.411.611.1

题型：不详难度：来源：

已知在常温下测得浓度均为0.1mol•L^-1的下列三种溶液的pH：

答案

举一反三

溶质

NaHCO₃

Na₂CO₃

NaCN

8.4

11.6

11.1

A．NaHCO₃、Na₂CO₃、NaCN三种盐，都是强电解质，它们的电离方程式分别为：
NaHCO₃=Na⁺+HCO₃^-，HCO₃^-⇌H⁺+CO₃^2- （非常微弱），Na₂CO₃=2Na⁺+CO₃^2-，NaCN═Na⁺+CN^-，从它们的电离方程式可以看出，当浓度相同时，Na₂CO₃ 电离出的阳离子Na⁺浓度大，考虑水解产生的阳离子；阴离子水解产生阴离子，所以，从上述方程式可看出，阳离子的物质的量浓度之和：Na₂CO₃＞NaHCO₃＞NaCN．故A错误；
B．NaHCO₃的水解离子方程式为：HCO₃^-+H₂O⇌H₂CO₃+OH^-，Na₂CO₃的水解离子方程式分两步，第一步为：CO₃^2-+H₂O⇌HCO₃^-+OH^-（以第一步为主），第二步为：HCO₃^-+H₂O⇌H₂CO₃+OH^-，NaCN的水解离子方程式为：CN^-+H₂O⇌HCN+OH^-，盐类水解的规律是，越弱越水解，即酸越弱，其盐中的酸根离子水解程度越大．浓度均为0.1mol•L^-1的NaHCO₃、Na₂CO₃、NaCN三种盐溶液PH：pH（Na₂CO₃）＞pH（NaCN）＞pH（NaHCO₃），说明酸性：H₂CO₃＞HCN．故B错误；
C．浓度均为0.1mol•L^-1的NaHCO₃、Na₂CO₃、NaCN三种盐溶液，PH都不等于7，说明存在水解平衡．
它们的盐溶液，都有水，水也是弱电解质，说明存在电离平衡．故C正确；
D．影响水解平衡进行程度最主要因素是盐本身的性质，外界条件对平衡移动也有影响，水解反应为吸热反应，升高温度，促进盐溶液中CO₃^2- 水解，Na₂CO₃的水解离子方程式分两步，第一步为：CO₃^2-+H₂O⇌HCO₃^-+OH^-（以第一步为主），第二步为：HCO₃^-+H₂O⇌H₂CO₃+OH^-，从水解的离子方程式可看出

C(HCO3-)

C(CO32-)

增大．故D错误；
故选C．

10℃时，在烧杯中加入0.1mol/L的 NaHCO₃溶液400mL，加热，测得该溶液的pH发生如下变化：

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温度（℃）

8.3

8.4

8.5

8.9

9.4

欲使0.1mol/L的KHCO₃溶液[H⁺]、[CO₃^2-]、[HCO₃^-]都减小，可采用的方法是（　　）

A．通入CO₂气体	B．加入NaOH固体
C．通入HCl气体	D．加入饱和石灰水溶液

为使Na₂S溶液中

c(Na+)

c(S2-)

的值减小，可加入的物质是（　　）

A．盐酸	B．适量KOH
C．适量NaOH	D．适量CH₃COONa

化学中有一些貌似很难的问题，其实这是对化学原理理解的偏差所造成的，认真思考下面问题，看一看你是否具有“火眼金睛”．
问题一：已知CH₃COONa溶液中存在着如下水解平衡：CH₃COO^-+H₂O⇌CH₃COOH+OH^-，当加入少量氢氧化钠固体后（不考虑体积的变化），溶液中c（CH₃COO^-）如何变化？
甲同学认为：加入的NaOH和生成的CH₃COOH反应，使平衡向右移动，所以c（CH₃COO^-）减小．
乙同学认为：加入氢氧化钠后溶液中的c（OH^一）增大，使平衡向左移动，所以c（CH₃COO^-）增大．你认为______正确．
问题二：已知某容器中A（g）+2B（g）⇌2C（g）反应达到平衡，当增大容器体积2倍时，达到新平衡时，B的浓度如何变化？
甲同学认为：体积增大，平衡左移，B的物质的量增大，所以B的浓度应是增大的．
乙同学认为：虽然平衡左移，但由于体积也增大了，所以B的浓度应是减小的．
你认为______正确．

下列关于0.1mol•L^-1CH₃COONa溶液的说法正确的是（　　）

A．加入少量FeCl₃固体，c（CH₃COO^-）增大

B．加入少量NaOH固体，c（CH₃COO^-）增大

C．稀释溶液，溶液的pH增大

D．加入适量醋酸，得到的酸性混合溶液：c（Na⁺）＞c（CH₃COO^-）