Question

13．25℃时，有关物质的电离平衡常数如表：

化学式	CH3COOH	H2CO3	H2SO3
电离平衡常数K	K=1.8×10-5	K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11	K1=1.5×10-2 K2=1.02×10-7

（1）电解质由强至弱顺序为H₂SO₃＞CH₃COOH＞H₂CO₃（用化学式表示，下同）．
（2）常温下，0.02mol•L^-1的CH₃COOH溶液的电离度约为3%，体积为10mLpH=2的醋酸溶液与亚硫酸溶液分别加蒸馏水稀释至1000mL，稀释后溶液的pH，前者＜后者（填“＞”、“＜”或“=”）．
（3）下列离子CH₃COO^-、CO₃^2-、HSO₃^-、SO₃^2-在溶液中结合H⁺的能力由大到小的顺序为CO₃^2-＞SO₃^2-＞CH₃COO^-＞HSO₃^-．
（4）NaHSO₃溶液显酸性的原因HSO₃^-?H⁺+SO₃^2-，HSO₃^-+H₂O?H₂SO₃+OH^-，HSO₃^-的电离程度大于其水解程度，所以NaHSO₃溶液显酸性（离子方程式配适当文字叙述），其溶液中离子浓度由大到小的关系是C（Na⁺）＞C（HSO₃^-）＞C（H⁺）＞C（SO₃^2-）＞C（OH^-）．

Answer 1

分析 （1）电离平衡常数越大，酸的电离程度越大，溶液酸性越强，则电解质越强；
（2）设出该醋酸的电离度，然后根据该稳定性醋酸的电离平衡常数列式计算；酸性越弱，稀释后溶液的pH变化越大；
（3）酸根离子对应酸的酸性越强，该酸根离子结合氢离子能力越弱；
（4）亚硫酸氢钠是强碱弱酸盐，溶液显酸性，说明亚硫酸氢根离子电离程度大于其水解程度．

解答 解：（1）根据表中数据可知，酸的电离平衡常数大小为：H₂SO₃＞CH₃COOH＞H₂CO₃＞HSO₃^-＞HCO₃^-，电离平衡常数越大，酸性越强，所以电解质由强到弱的顺序为为：H₂SO₃＞CH₃COOH＞H₂CO₃，
故答案为：H₂SO₃＞CH₃COOH＞H₂CO₃；
（2）0.02mol/L的醋酸在溶液中存在电离平衡：CH₃COOH?CH₃COO^-+H⁺，设该溶液中醋酸的电离度为x，则醋酸电离出的醋酸根离子、氢离子浓度为0.02xmol/L，醋酸的浓度为0.02（1-x）mol/L，根据醋酸的电离平衡常数K=1.8×10^-5可知：K=1.8×10^-5=$\frac{0.02x×0.02x}{0.02×（1-x）}$，解得：x=3%；
由于醋酸的酸性需小于亚硫酸，pH相同的醋酸和亚硫酸稀释相同倍数后，亚硫酸的pH变化大，即：醋酸的pH小于亚硫酸，
故答案为：3%；＜；
（3）已知酸性：H₂SO₃＞CH₃COOH＞H₂CO₃＞HSO₃^-＞HCO₃^-，酸根离子对应酸的酸性越强，该酸根离子结合氢离子能力越弱，则CH₃COO^-、CO₃^2-、HSO₃^-、SO₃^2-在溶液中结合H⁺的能力由大到小的关系为：CO₃^2-＞SO₃^2-＞CH₃COO^-＞HSO₃^-，
故答案为：CO₃^2-＞SO₃^2-＞CH₃COO^-＞HSO₃^-；
（4）NaHSO₃水溶液中存在电离平衡和水解平衡HSO₃^-?H⁺+SO₃^2-，HSO₃^-+H₂O?H₂SO3+OH^-，溶液显酸性说明HSO₃^-的电离程度大于水解程度，溶液中离子浓度大小关系为：C（Na⁺）＞C（HSO₃^-）＞C（H⁺）＞C（SO₃^2-）＞C（OH^-）；
故答案为：HSO₃^-?H⁺+SO₃^2-，HSO₃^-+H₂O?H₂SO₃+OH^-，HSO₃^-的电离程度大于其水解程度，所以NaHSO₃溶液显酸性；C（Na⁺）＞C（HSO₃^-）＞C（H⁺）＞C（SO₃^2-）＞C（OH^-）．

点评 本题考查了弱电解质在溶液中的电离平衡、盐的水解原理的应用、离子浓度大小比较，题目难度中等，明确弱电解质的电离平衡的影响因素为解答关键，注意掌握判断电解质强弱、电离常数的概念及计算方法，试题培养了学生的灵活应用能力．