Question

【題目】如表是幾種常見弱酸的電離平衡常數(shù)(25℃)。

酸	電離方程式	電離平衡常數(shù)K
CH3COOH	CH3COOHCH3COO-+H+	1.76×10-5
H2CO3	H2CO3H++HCO3-	K1=4.4×10-7
	HCOH++CO32-	K2=4.7×10-11
H2S	H2SH++HS-	K1=1.3×10-7
	HS-H++S2-	K2=7.1×10-15
H3PO4	H3PO4H++H2PO4-	K1=7.1×10-3
	H2PO4-H++HPO42-	K2=6.3×10-8
	HPO42-H++PO43-	K3=4.2×10-13

(1) 當溫度升高時，K值_____(填“增大”“減小”或“不變”)。

(2) 若把CH3COOH、H2CO3、HCO3-、H2S、HS-、H3PO4、H2PO4-、HPO42-都看成酸，其中酸性最強的是_____，最弱的是_____。由離子反應規(guī)律及上述數(shù)據(jù)判斷，下列各組物質在溶液中混合后能發(fā)生反應的有_____(填字母)。

a. CH3COOH+NaH2PO4

b. H2S+Na2CO3

c. CO2+Na2HPO4

(3) 分析多元弱酸各步電離的K值大小，你認為一定濃度的某多元弱酸溶液中，c(H+)的大小主要由_______決定。假設某氫硫酸溶液的濃度為0.001 3 mol·L-1，則溶液中c(H+)=______。

(4) 請設計一種方案，能通過直觀的實驗現(xiàn)象判斷醋酸的酸性強于碳酸，該方案所用試劑是____，反應的化學方程式為_____。

Answer 1

【答案】增大 H3PO4 HS- bc 第一步電離程度大小 1.3×10-5 mol·L-1 醋酸、Na2CO3 Na2CO3＋2CH3COOH==CO2↑＋H2O+2CH3COONa

【解析】

（1）弱電解質的電離為吸熱過程，升高溫度促進電離；

（2）酸的電離平衡常數(shù)越大，其酸性越強，則酸性最強的其電離平衡常數(shù)最大，酸性最弱的電離平衡常數(shù)越�。�

酸性強的酸制取酸性較弱的酸；

（3）分析多元弱酸各步電離的K值大小，一定濃度的某多元弱酸溶液中，c(H+)的大小主要由第一步電離程度大小決定；

按H2S的第一步電離常數(shù)計算；

（4）利用CH3COOH的酸性強于碳酸，能發(fā)生反應：Na2CO3＋2CH3COOH=CO2↑＋H2O+2CH3COONa，且現(xiàn)象比較明顯設計實驗。

（1）弱電解質的電離為吸熱過程，升高溫度促進電離，所以升高溫度，電離平衡常數(shù)K會增大；

（2）酸的電離平衡常數(shù)越大，其酸性越強，根據(jù)電離平衡常數(shù)知，酸性最強的是H3PO4，最弱的是HS－；

酸性強的酸制取酸性較弱的酸，a. 酸性：CH3COOH小于H3PO4 ，CH3COOH+NaH2PO4不能反應，故a不選；

b.H2S酸性大于HCO3－ ，H2S+Na2CO3能反應，故b選；

c.碳酸的酸性強于 H2PO4-，CO2+Na2HPO4能反應，故c選；

故選bc；

（3）分析多元弱酸各步電離的K值大小，一定濃度的某多元弱酸溶液中，c(H+)的大小主要由第一步電離程度大小決定；

按H2S的第一步電離常數(shù)計算；H2SH++HS-，K1=1.3×10-7=c(H+)·c(HS-)/cH2S)，c(H+)= =1.3×10-5 mol·L-1；

(4) 利用CH3COOH的酸性強于碳酸，能發(fā)生反應：Na2CO3＋2CH3COOH==CO2↑＋H2O+2CH3COONa，設計實驗，所用試劑是醋酸、Na2CO3。