题目内容：

q电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度的量。已知如下表数据(25℃):

化学式	电离平衡常数
HCN	K=4.9×10-10
CH3COOH	K=1.8×10-5
H2CO3	K1=4.4×l0-7，K2=4.7×10-11

 

（1） 25℃时，等浓度的三种溶液(a.NaCN溶液、b.Na2CO3 溶液、c.CH3COONa 溶液)的pH由大到小的顺序为__________________。(填写序号)

（2）25℃时，向NaCN溶液中通入少量CO2， 所发生反应的化学方程式为__________________。

（3）现有浓度为0.02 mol/L的HCN与0.01mol/L NaOH等体积混合后，测得c(Na+ )>c(CN-)，下列关系正确的是__________________。

A. c(H+)>c(OH-)            B.c(H+)-)

C. c(H+)+c(HCN)= C(OH-)   D. c(HCN)+c(CN-)=0.01mol/L

（4）常温下，将某一元酸HA和NaOH溶液等体积混合，两种溶液的浓度和混合后所得溶液的pH如下表:

实验编号	HA物质的量浓度(mol/L)	NaOH物质的量浓度(mol/L)	混合溶液的pH
a	0.1	0.1	pH=9
b	c	0.2	pH=7

 

请回答:

①从a组情况分析，HA 是强酸还是弱酸___________________。

②b组情况表明，C____0.2 (选填“大于”“小于”或“等于”)。混合溶液中离子浓度c(A-)___c(Na+)(选填“大于”“小于”或“等于”)。

③a组实验所得混合溶液中由水电离出的c (OH-)=___mol/L。写出该混合溶液中下列算式的精确结果(不需做近似计算)。c (Na+)-c(A-)=____mol/L。

（5）已知在100℃时，水的离子积为1×10-12，此时将pH=11 的NaOH溶液V1 L与pH=2的H2SO4溶液V2L均匀混合后，若所得混合溶液的pH=10，则V1:V2为_________。

（6）HA为弱酸，在室温下，用蒸馏水稀释0.01 mol/L HA溶液时，下列呈减小趋势的是____。

A.c(H+)/c(A-)                        B.c(HA)/c(A-) 

C.溶液中c(H+)和c(OH-)的乘积        D.溶液中c(A-)·c(HA)的值   E.水的电离程度