Question

【題目】25 ℃時，0.1 mol·L－1HA溶液中＝108，0.01 mol·L－1BOH溶液pH＝12。請回答下列問題：

（1）HA的電離常數Ka為________，BOH是________(填“強電解質”或“弱電解質”)。

（2）pH相等的BOH溶液與BA溶液，分別加熱到相同的溫度后BOH溶液的pH________(填“＞”“＝”或“＜”)BA溶液的pH。

（3）已知碳酸的Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11，向等濃度的Na2CO3和NaA的溶液中滴加鹽酸直至過量，則與H＋作用的粒子依次為___________________。

（4）25 ℃，兩種酸的電離平衡常數如下表。

	Ka1	Ka2
H2SO3	1.3×10－2	6.3×10－8
H2CO3	4.2×10－7	5.6×10－11

①HSO3-的電離平衡常數表達式K＝___________________。

②0.10 mol·L－1 NaHSO3溶液中離子濃度由大到小的順序為_____________________。

③H2SO3溶液和NaHCO3溶液反應的主要離子方程式為______________________。

Answer 1

【答案】10-5 強電解質 ＜ CO32-、HCO3-、A- c(Na+)＞c(HSO3-)＞c(H+)＞c(SO32-)＞c(OH-) H2SO3+HCO3-=HSO3-+CO2↑+H2O

【解析】

(1)根據0.1mol/L的HA溶液中=108、結合c(OH-)c(H+)=10-14，計算出c(H+)；再結合電離方程式計算HA的電離平衡常數；0.01mol/L的BOH溶液pH=12，結合c(OH-)c(H+)=10-14，計算確定堿的強弱；

(2)BOH溶液為強堿溶液，BA溶液為強堿弱酸鹽溶液，結合水解平衡是吸熱反應，加熱促進水解，據此分析解答；

(3)已知碳酸的Ka1=4.4×10-7，Ka2=4.7×10-11，HA的電離平衡常數Ka為10-3，酸性大小HA＞H2CO3＞HCO3-，酸越弱對應陰離子結合氫離子的能力越強，據此分析判斷；

(4)①HSO3-的電離方程式為：HSO3-H++SO32-，據此書寫平衡常數表達式；②通過計算判斷水解常數和電離常數的大小，判斷溶液的酸堿性，再判斷離子濃度由大到小的順序；③由表可知H2SO3的二級電離小于H2CO3的一級電離，則酸性強弱H2SO3＞H2CO3＞HSO3-，據此書寫反應的離子方程式。

(1)25℃時，0.1mol/L的HA溶液中=108、c(OH-)c(H+)=10-14，則該溶液中c(H+)=0.001mol/L＜0.1mol/L，所以HA是弱酸，則HA是弱電解質，溶液pH=3，HA的電離平衡常數Ka===10-5；0.01mol/L的BOH溶液pH=12，該溶液中c(OH-)=mol/L=0.01mol/L=c(BOH)，所以BOH是強堿，則BOH是強電解質，故答案為：10-5；強電解質；

(2)BOH溶液為強堿溶液，BA溶液為強堿弱酸鹽溶液，水解反應是吸熱反應，加熱促進水解，平衡正向移動，因此pH相等的BOH溶液與BA溶液，分別加熱到相同的溫度后BOH溶液的pH＜BA溶液的pH，故答案為：＜；

(3)已知碳酸的Ka1=4.4×10-7，Ka2=4.7×10-11，HA的電離平衡常數Ka為10-5，酸性大小HA＞H2CO3＞HCO3-，酸越弱對應陰離子結合氫離子的能力越強，則與H＋作用的粒子依次為CO32-、HCO3-、A-，故答案為：CO32-、HCO3-、A-；

(4)①HSO3-的電離方程式為：HSO3-H++SO32-，平衡常數表達式為K=，故答案為：；

②0.10 mol·L－1 NaHSO3溶液中存在HSO3-的電離和水解，其中電離常數=6.3×10－8，水解常數==，因此水解常數＜電離常數，溶液顯酸性，水也要電離出部分氫離子，離子濃度由大到小的順序為c(Na+)＞c(HSO3-)＞c(H+)＞c(SO32-)＞c(OH-)，故答案為：c(Na+)＞c(HSO3-)＞c(H+)＞c(SO32-)＞c(OH-)；

③由表可知H2SO3的二級電離小于H2CO3的一級電離，所以酸性強弱H2SO3＞H2CO3＞HSO3-，所以反應的主要離子方程式為H2SO3+HCO3-=HSO3-+CO2↑+H2O， 故答案為：H2SO3+HCO3-=HSO3-+CO2↑+H2O。