(1)已知在25℃时.醋酸.碳酸和亚硫酸的电离平衡常数分别为:醋酸 Ki=1.75×10-5碳酸 Ki1=4.30×10-7 Ki2=5.61×10-11亚硫酸 Ki1=1.54×10-2 Ki2=1.02×10-7①写出碳酸的第一级电离平衡常数表达式:Ki= ②在相同条件下.试比较H2CO3.HCO3-和HSO3-的酸性最强的是 ③若保持温度不变.在醋酸溶液中加入少量盐酸.下列量� 题目和参考答案——青夏教育精英家教网—

题目内容

（1）已知在25℃时，醋酸、碳酸和亚硫酸的电离平衡常数分别为：
醋酸     K_i=1.75×10^-5
碳酸     K_i1=4.30×10^-7     K_i2=5.61×10^-11
亚硫酸   K_i1=1.54×10^-2     K_i2=1.02×10^-7
①写出碳酸的第一级电离平衡常数表达式：K_i=_

②在相同条件下，试比较H₂CO₃、HCO₃^-和HSO₃^-的酸性最强的是

③若保持温度不变，在醋酸溶液中加入少量盐酸，下列量会变小的是

（填序号）
A．c（CH₃COO^-） B．c（H⁺） C．醋酸电离平衡常数 D．醋酸的电离度
（2）一定温度下的难溶电解质A_mB_n在水溶液中达到沉淀溶解平衡时，其平衡常数
Ksp=c^m（Aⁿ⁺）×cⁿ（B^m-），称为难溶电解质的离子积．在25℃时，AgCl的白色悬浊液中，依次加入等浓度的KI溶液和Na₂S溶液，观察到的现象是先出现黄色沉淀，最后生成黑色沉淀．
已知有关物质的颜色和溶度积如下：

物质	AgCl	AgI	Ag₂S
颜色	白	黄	黑
K_sp（25℃）	1.8×10^-10	1.5×10^-16	1.8×10^-50

下列叙述不正确的是

A．溶度积小的沉淀可以转化为溶度积更小的沉淀
B．若先加入Na₂S溶液，再加入KCl溶液，则无白色沉淀产生
C．25℃时，饱和AgCl、AgI、Ag₂S溶液中所含Ag⁺的浓度相同
D．25℃时，AgCl固体在等物质的量浓度的NaCl、CaCl₂溶液中的溶度积相同
（3）常温下，取pH=2的盐酸和醋酸溶液各100mL，向其中分别加入适量的Zn粒，反应过程中两溶液的pH变化如图所示．则图中表示醋酸溶液中pH变化曲线的是

（填“A”或“B”）．
设盐酸中加入的Zn质量为m₁，醋酸溶液中加入的Zn质量为m₂．则m₁

m₂（选填“＜”、“=”、“＞”）

考点：弱电解质在水溶液中的电离平衡,难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质

专题：

分析：（1）①碳酸的第一级电离方程式为H₂CO₃?H⁺+HCO₃^-，电离平衡常数为生成物浓度幂之比与反应物浓度幂之积的比值；根据电离平衡移动原理分析；
②根据H₂CO₃、HCO₃^-和HSO₃^-的电离平衡常数确定酸性的强弱；
③因加入盐酸，醋酸的电离平衡逆向移动，则c（CH₃COO^-）减小，醋酸的电离程度减小，但温度不变，则醋酸电离平衡常数不变，加盐酸时c（H⁺）增大．
（2）A、根据沉淀转化原理判断；
B、根据溶度积判断是否有沉淀生成；
C、根据溶度积计算Ag⁺的浓度；
D、溶度积只受温度的影响．
（3）从醋酸是弱电解质的角度分析，醋酸与Zn反应同时，电离出H⁺，pH变化较缓慢；

解答： 解：（1）①碳酸的第一级电离方程式为H₂CO₃?H⁺+HCO₃^-，电离平衡常数为生成物浓度幂之比与反应物浓度幂之积的比值，则K₁=

c(H+)?c(HCO3-)

c(H2CO3)

，碳酸的第二步电离由于第一步电离产生的氢离子对第二步有抑制作用，所以比第一步困难，
故答案为：

c(H+)?c(HCO3-)

c(H2CO3)

；
②H₂CO₃、HCO₃^-和HSO₃^-的电离平衡常数分别是：4.30×10^-7、5.61×10^-11、1.02×10^-7，所以酸性顺序是：H₂CO₃＞HSO₃^-＞HCO₃^-，
故答案为：H₂CO₃；
③因加入盐酸，醋酸的电离平衡逆向移动，则c（CH₃COO^-）减小，醋酸的电离程度减小，但温度不变，则醋酸电离平衡常数不变，加盐酸时c（H⁺）增大，
故答案为：AD．
（2）A、溶度积小的沉淀可以转化为溶度积更小的沉淀，即沉淀转化原理，故A正确；
B．Ag₂S溶度积较小，加入Na₂S溶液后，溶液中银离子浓度非常小，加入等浓度的KCl溶液后，离子的浓度幂之积小于Ksp，不能生成白色沉淀，故B正确；
C．饱和AgCl、AgI、Ag₂S溶液中Ag⁺的浓度分别为：

1.8×10-10

mol/L、

1.5×10-16

mol/L、

1.8×10-50

mol/L，不相等，故C错误；
D．25℃时，AgCl固体在等物质的量浓度的NaCl、CaCl₂溶液中的溶度积相同，故D正确．
故选C．
（3）由于醋酸是弱电解质，与Zn反应同时，电离出H⁺，所以pH变化较缓慢，所以B曲线是醋酸溶液的pH变化曲线．由图知盐酸和醋酸的pH变化都是由2到4，盐酸中氢离子浓度逐渐减小，但醋酸中存在电离平衡，氢离子和锌反应时促进醋酸电离，补充反应的氢离子，所以醋酸是边反应边电离H⁺，故消耗的Zn多，所以m₁＜m₂．
故答案为：B；＜．

点评：本题较难，考查学生应用电离平衡常数、平衡移动分析解决问题，注重了对数据的分析和应用，较好的训练学生分析解决问题的能力．