Question

【题目】电离平衡常数（用Ka表示)的大小可以判断电解质的相对强弱。25℃时，有关物质的电离平衡常数如下表所示。根据该表，回答下列问题：

化学式	HF	CH3COOH	H2SO3	H2CO3	H2S
电离平衡 常数（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）同浓度的F－、CO32-、CH3COO-、HS-结合H＋的能力最强的为__________

（2）溶液中不可能大量共存的离子组是__________

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

（3）Na2CO3溶液通入过量H2S的离子方程式是：___________。

（4）已知pH= -lgc（H+），体积为10 mL pH＝2的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000 mL，稀释过程中pH变化如图所示，则HX的电离平衡常数______醋酸的电离平衡常数(填“>”、“<”或“＝”)。 任意写一种方法证明醋酸是弱电解质________________。

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

Answer 1

【答案】CO32- b H2S+CO32- =HCO3-+HS- 大于 测定0.1mol/L的CH3COONa溶液的pH，若pH>7，说明醋酸是弱酸，即醋酸是弱电解质或测定0.1mol/L的CH3COOH溶液的pH，若pH>1，说明醋酸是弱酸，即醋酸是弱电解质。（其它合理的方法均可） 4

【解析】

(1)电离平衡常数越小表明酸越弱，该酸越难电离出H+，逆向思考得知：电离常数越小，其酸根结合H+能力越强，据此分析。

(2)只有不发生任何反应的离子之间才能大量共存，结合强酸制弱酸原理分析。

(3)根据电离常数可知酸性强弱关系H2CO3>H2S>HCO3->HS-，根据“弱酸能制更弱酸”写出反应的离子方程式。

(4)弱酸溶液中存在电离平衡，稀释使电离平衡向电离方向移动，当pH相同且稀释相同倍数时，酸越弱pH变化程度越小。根据醋酸在水溶液中存在电离平衡CH3COOHCH3COO-+H+选择合适的方法证明醋酸是弱电解质。由此解答。

(5)根据电离平衡常数计算出溶液中H+浓度，再根据pH=-lgc(H+)计算溶液的pH。

(1)电离平衡常数越小表明酸越弱，该酸越难电离出H+，逆向思考得知，电离常数越小，其酸根结合H+能力越强。由表格数据知，相关酸的电离常数大小关系为：HF>CH3COOH>H2S>HCO3-，所以结合H+的能力最强的为CO32-。

(2)因电离常数相对大小HS-<HSO3-，且弱酸不能制取较强酸，HS-与SO32-不发生反应，故在溶液中HS-和SO32-可大量共存，a项错误；b.根据电离常数大小HF>CH3COOH，且强酸能制取弱酸，可推知反应HF+CH3COO-=CH3COOH+F-可发生，所以在溶液中HF和CH3COO-不能大量共存，b项正确；c. 因电离常数大小关系H2S>HCO3->HS-，且弱酸不能制取较强酸，它们之间不发生反应，所以在溶液HS-和HCO3-可以大量共存，c项错误；d.根据电离常数大小关系H2SO3>H2CO3>HSO3-，HSO3-和HCO3-之间不发生反应，所以在溶液HSO3-和HCO3-可以大量共存，d项错误；答案选b。

(3)根据电离常数大小关系H2CO3>H2S>HCO3->HS-，可知酸性强弱H2CO3>H2S>HCO3->HS-，根据较强酸制较弱酸原理得离子方程式为H2S+CO32-=HCO3-+HS-。

(4)弱酸溶液中存在电离平衡，加水稀释使电离平衡向电离方向移动，因此，当pH相同且稀释相同倍数时酸越弱，pH变化程度越小。由图像可知，pH均为2的CH3COOH和HX，均稀释100倍后，CH3COOH的pH变化小于HX，表明HX的酸性比醋酸强，所以HX的电离平衡常数大于醋酸的电离平衡常数。测定0.1mol/L的CH3COONa溶液的pH，若pH>7，说明醋酸是弱酸，即醋酸是弱电解质。

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