Question

部分弱酸的电离平衡常数如下表：

弱酸	HCOOH	HClO	H2CO3	H2SO3
电离平衡常数 （25℃）

 

（1）在温度相同时，各弱酸的K_i值与酸性的相对强弱的关系为：________________________。

（2）下列离子方程式正确的是

A．2ClO^－ + H₂O + CO₂  → 2HClO + CO₃^2－

B．2HCOOH + CO_3­^2－ → 2HCOO^－ + H₂O + CO₂↑

C．H₂SO₃ + 2HCOO^－ → 2HCOOH + SO₃^2－

D．Cl₂ + H₂O+2CO₃^2－ → 2HCO₃^－ + Cl^－ + ClO^－

（3）常温下，pH=3的HCOOH溶液与pH=11的NaOH溶液等体积混合后，溶液中离子浓度由大到小的顺序为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。

亚硒酸(H₂SeO₃)也是一种二元弱酸，常温下是一种无色固体，易溶于水，有较强的氧化性。

（4）往亚硒酸溶液中不断通入SO₂ 会产生红褐色单质，写出该反应的化学方程式：　　　　　　　　　　　                       　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。

（5）将亚硒酸与30%的H₂O₂加热可制得硒酸(H₂SeO₄)，反应方程式如下：

H₂SeO₃ + H₂O₂ → H₂SeO₄+H₂O，下列说法中正确的是…………………………………（　　）

A．H₂O₂既是氧化剂又是还原剂

B．H₂O 既不是氧化产物又不是还原产物

C．H₂SeO₄既是氧化产物又是还原产物

D．氧化性：H₂SeO₃＞H₂SeO₄

碲酸（H₆TeO₆）是一种很弱的酸，，但它的氧化性比硫酸还要强。在酸性介质中，碲酸可将HI氧化成I₂，方程式如下：

　　 　HI+　　 　H₆TeO₆　　 　TeO₂+　 　　Te+　　 　I₂+　 　　H₂O

（6）若反应中生成的TeO₂与Te的物质的量之比为，试配平上述化学方程式。

 

Answer 1

【答案】

（1）Ki值越大，酸性越强 (2分，合理给分)

（2）BD  (2分)

（3）C（HCOO^—）>C（Na⁺）>C（H⁺）>C（OH^—） (2分)

（4）H₂SeO₃ + 2SO₂ +H₂O → Se ↓+ 2H₂SO₄ (2分)

（5）C (2分)

（6）8HI + 2H₆TeO₆ → TeO₂ + Te +4I₂ + 10H₂O (2分)

【解析】

试题分析：（1）在温度相同时，各弱酸的K_i值与酸性的相对强弱的关系为．Ki值越大，表示电离出氢离子的程度越大，则酸性越强。

（2）根据电离平衡常数可知A正确的是ClO^－ + H₂O + CO₂  → HClO + HCO₃^－,错误。B正确。C．H₂SO₃ + HCOO^－ → HCOOH + HSO₃^－ ,错误。D．Cl₂ + H₂O+2CO₃^2－ → 2HCO₃^－ + Cl^－ + ClO^－，正确。

（3）常温下，pH=3的HCOOH溶液与pH=11的NaOH溶液等体积混合后，生成HCOONa,由于甲酸是弱酸相当于有剩余，故混和液呈酸性，HCOOH电离程度大于甲酸根的水解程度，故溶液中离子浓度由大到小的顺序为C（HCOO^—）>C（Na⁺）>C（H⁺）>C（OH^—）。

（4）由信息：亚硒酸(H₂SeO₃)有较强的氧化性。SO₂ 具有还原性，会产生红褐色单质应该是硒单质，则该反应的化学方程式：H₂SeO₃ + 2SO₂ +H₂O → Se ↓+ 2H₂SO₄。

（5）将亚硒酸与30%的H₂O₂加热可制得硒酸(H₂SeO₄)，此时过氧化氢做氧化剂，则H₂SeO₄既是氧化产物又是还原产物。

（6）根据化合价升降法和题目中的信息：TeO₂与Te的物质的量之比为，配平方程式为8HI + 2H₆TeO₆ → TeO₂ + Te +4I₂ + 10H₂O。

考点：本题考查了电离平衡常数的运用和盐类水解原理判断离子浓度的大小关系以及氧化还原方程式的配平技巧。