Question

【題目】電離平衡常數（用Ka表示)的大小可以判斷電解質的相對強弱。25℃時，有關物質的電離平衡常數如下表所示。根據該表，回答下列問題：

化學式	HF	CH3COOH	H2SO3	H2CO3	H2S
電離平衡 常數（Ka）	7.2×10-4	1.8×10-5	K1=1.54×10-2 K2=1.02×10-7	K1=4.4×10-7 K2=4.7×10-11	K1＝9.1×10－8 K2＝1.1×10－12

（1）同濃度的F－、CO32-、CH3COO-、HS-結合H＋的能力最強的為__________

（2）溶液中不可能大量共存的離子組是__________

a．HS-、SO32- b．HF、CH3COO- c．HS-、HCO3- d. HSO3-、HCO3-

（3）Na2CO3溶液通入過量H2S的離子方程式是：___________。

（4）已知pH= -lgc（H+），體積為10 mL pH＝2的醋酸溶液與一元酸HX分別加水稀釋至1000 mL，稀釋過程中pH變化如圖所示，則HX的電離平衡常數______醋酸的電離平衡常數(填“>”、“<”或“＝”)。 任意寫一種方法證明醋酸是弱電解質________________。

（5）向 0.l molL-1 HF 溶液中滴加 NaOH 溶液至c(HF) : c(F-) =5 : 36，此時溶液pH = _____。

Answer 1

【答案】CO32- b H2S+CO32- =HCO3-+HS- 大于 測定0.1mol/L的CH3COONa溶液的pH，若pH>7，說明醋酸是弱酸，即醋酸是弱電解質或測定0.1mol/L的CH3COOH溶液的pH，若pH>1，說明醋酸是弱酸，即醋酸是弱電解質。（其它合理的方法均可） 4

【解析】

(1)電離平衡常數越小表明酸越弱，該酸越難電離出H+，逆向思考得知：電離常數越小，其酸根結合H+能力越強，據此分析。

(2)只有不發生任何反應的離子之間才能大量共存，結合強酸制弱酸原理分析。

(3)根據電離常數可知酸性強弱關系H2CO3>H2S>HCO3->HS-，根據“弱酸能制更弱酸”寫出反應的離子方程式。

(4)弱酸溶液中存在電離平衡，稀釋使電離平衡向電離方向移動，當pH相同且稀釋相同倍數時，酸越弱pH變化程度越小。根據醋酸在水溶液中存在電離平衡CH3COOHCH3COO-+H+選擇合適的方法證明醋酸是弱電解質。由此解答。

(5)根據電離平衡常數計算出溶液中H+濃度，再根據pH=-lgc(H+)計算溶液的pH。

(1)電離平衡常數越小表明酸越弱，該酸越難電離出H+，逆向思考得知，電離常數越小，其酸根結合H+能力越強。由表格數據知，相關酸的電離常數大小關系為：HF>CH3COOH>H2S>HCO3-，所以結合H+的能力最強的為CO32-。

(2)因電離常數相對大小HS-<HSO3-，且弱酸不能制取較強酸，HS-與SO32-不發生反應，故在溶液中HS-和SO32-可大量共存，a項錯誤；b.根據電離常數大小HF>CH3COOH，且強酸能制取弱酸，可推知反應HF+CH3COO-=CH3COOH+F-可發生，所以在溶液中HF和CH3COO-不能大量共存，b項正確；c. 因電離常數大小關系H2S>HCO3->HS-，且弱酸不能制取較強酸，它們之間不發生反應，所以在溶液HS-和HCO3-可以大量共存，c項錯誤；d.根據電離常數大小關系H2SO3>H2CO3>HSO3-，HSO3-和HCO3-之間不發生反應，所以在溶液HSO3-和HCO3-可以大量共存，d項錯誤；答案選b。

(3)根據電離常數大小關系H2CO3>H2S>HCO3->HS-，可知酸性強弱H2CO3>H2S>HCO3->HS-，根據較強酸制較弱酸原理得離子方程式為H2S+CO32-=HCO3-+HS-。

(4)弱酸溶液中存在電離平衡，加水稀釋使電離平衡向電離方向移動，因此，當pH相同且稀釋相同倍數時酸越弱，pH變化程度越小。由圖像可知，pH均為2的CH3COOH和HX，均稀釋100倍后，CH3COOH的pH變化小于HX，表明HX的酸性比醋酸強，所以HX的電離平衡常數大于醋酸的電離平衡常數。測定0.1mol/L的CH3COONa溶液的pH，若pH>7，說明醋酸是弱酸，即醋酸是弱電解質。

(5) HFH++F-，Ka(HF)==7.2×10-4，則c(H+)===10-4mol/L，此時溶液的pH=-lgc(H+)=-lg10-4=4。