题目内容
【题目】部分弱酸的电离平衡常数如表：
弱酸 | HCOOH | HNO2 | H2S | H2SO3 | H2C2O4 | H2CO3 |
电离平衡常数25℃） | K=1.8×10-4 | K=5.1×10-4 | K1=9.1×10-8 K2=1.1×10-12 | K1=1.23×10-2 K2=6.6×10-8 | K1=5.4×10-2 K2=5.4×10-5 | K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 |
（1）上表的6种酸进行比较，酸性最弱的是：_____；HCOO-、S2-、HSO3-三种离子中，最难结合H+的是______。
（2）在浓度均为0.1mol/L的HCOOH和H2C2O4混合溶液中，逐渐滴入0.1mol/L的NaOH溶液，被OH-先后消耗的酸及酸式酸根依次是：__________。
（3）已知HNO2具有强氧化性，弱还原性。将HNO2溶液滴加到H2S溶液中，同时有沉淀和无色气体生成，该气体遇空气立即变为红棕色，试写出两酸之间的化学反应方程式：_____。
（4）下列离子方程式书写正确的是____________
A.HNO2+HS- = NO2-+ H2S↑
B.2HCOOH+SO32-= 2HCOO-+H2O+SO2↑
C.H2SO3+2HCOO-= 2HCOOH+SO32-
D.H2SO3+SO32-= 2HSO3-
E.H 2C2O4+ NO2-=HC2O4-+HNO2
（5）将少量SO2通入Na2C2O4溶液，写出离子方程式__________________。
（6）已知HX为一元弱酸。HX的电离常数为5.5×10-8。某混合溶液中含有4molNaX、2molNa2CO3和1molNaHCO3。往溶液中通入3molCO2气体，充分反应后，气体全部被吸收，计算NaHCO3的物质的量 ______________
【答案】H2S HSO3- H2C2O4、HCOOH、HC2O4- 2HNO2+H2S=2H2O+2NO↑+S↓ DE SO2+H2O+C2O42-=HC2O4-+HSO3- 6mol
【解析】
(1)相同温度下，酸的电离平衡常数越小，其酸性越弱，弱酸的酸性越强，其酸根离子水解程度越小，则结合氢离子能力越弱；
(2)酸的电离平衡常数越大，该酸的酸性越强，与碱反应越容易，根据酸的电离平衡常数大小判断；
(3)HNO2和H2S生成沉淀和无色气体，无色气体遇空气立即变为红棕色，则该无色气体是NO，亚硝酸具有强氧化性，硫化氢具有还原性，所以硫化氢被亚硝酸氧化生成S单质，根据元素守恒知还生成水，据此书写方程式；
(4)强酸能和弱酸的盐反应生成弱酸和强酸盐；
(5)将少量的SO2通入Na2C2O4溶液，酸性H2C2O4＞H2SO3 ＞HC2O4 -＞HSO3-，据此写出离子方程式；
(6)已知HX为一元弱酸，某混合溶液中含有4mol NaX、2mol Na2CO3和1mol NaHCO3，NaX、NaHCO3能共存，说明HX的酸性强于碳酸氢根离子，往溶液中通入3mol CO2气体，充分反应后，气体全部被吸收，说明HX的酸性弱于碳酸，即溶液中除了发生Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3，还发生反应NaX+CO2+H2O=HX+NaHCO3，根据反应方程式进行计算。
(1)相同温度下，酸的电离平衡常数越小，其酸性越弱，弱酸的酸性越强，其酸根离子水解程度越小，则结合氢离子能力越弱，根据电离平衡常数知，酸性最弱的是H2S，结合氢离子能力最弱的是HSO3-；
(2)酸的电离平衡常数越大，该酸的酸性越强，与碱反应越容易，根据酸的电离平衡常数知，被OH-先后消耗的酸及酸式酸根依次是H2C2O4、HCOOH、HC2O4-；
(3)HNO2和H2S生成沉淀和无色气体，无色气体遇空气立即变为红棕色，则该无色气体是NO，亚硝酸具有强氧化性，硫化氢具有还原性，所以硫化氢被亚硝酸氧化生成S单质，根据元素守恒知还生成水，该反应方程式为2HNO2+H2S=2H2O+2NO↑+S↓；
(4)A．亚硝酸具有强氧化性，硫氢根离子具有还原性，二者能发生氧化还原反应，所以离子方程式为H++2HNO2+HS-=2NO↑+S↓+2H2O，故A错误；
B．甲酸的酸性大于亚硫酸氢根离子小于亚硫酸，所以甲酸和亚硫酸根离子反应生成甲酸根离子和亚硫酸氢根离子，离子方程式为HCOOH+SO32-═HCOO-+HSO3-，故B错误；
C．甲酸的酸性大于亚硫酸氢根离子小于亚硫酸，所以亚硫酸和甲酸根离子反应生成甲酸和亚硫酸氢根离子，离子方程式为H2SO3+HCOO-═HCOOH+HSO3-，故C错误；
D．亚硫酸和亚硫酸根离子反应生成亚硫酸氢根离子，离子方程式为H2SO3+SO32-= 2HSO3-，故D正确；
E．根据电离平衡常数可知，草酸的一级电离平衡常数大于亚硝酸，二级电离平衡常数小于亚硝酸，所以H2C2O4+NO2-═HC2O4-+HNO2，故E正确；
故答案为：DE；
(5)将少量的SO2通入Na2C2O4溶液，酸性H2C2O4＞H2SO3 ＞HC2O4 -＞HSO3-，据此写出离子方程式为：SO2+H2O+C2O42-=HC2O4-+HSO3-；
(6)已知HX为一元弱酸，某混合溶液中含有4mol NaX、2mol Na2CO3和1mol NaHCO3，NaX、NaHCO3能共存，说明HX的酸性强于碳酸氢根离子，往溶液中通入3mol CO2气体，充分反应后，气体全部被吸收，说明HX的酸性弱于碳酸，即溶液中发生Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3，根据该反应可知2mol Na2CO3能生成4molNaHCO3同时消耗2molCO2，还有1molCO2发生反应NaX+CO2+H2O=HX+NaHCO3，生成1molNaHCO3，所以溶液中NaHCO3为6 mol。
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能考试全能100分系列答案【题目】T℃时，测得0.1mol·L-1 NaOH溶液的pH=11。
(1)T___25（填“>”、“<”或“=”）。
(2)该温度下，V1LpH=a的NaOH溶液与V2LpH=b的H2SO4溶液混合，混合后所得溶液呈中性，且a+b=14，则V1:V2=_______。
(3)该温度下，向Ba(OH)2溶液中逐滴加入pH=a的盐酸，测得混合溶液的部分pH如表所示：
实验序号 | Ba(OH)2溶液的体积/mL | 盐酸的体积/mL | 溶液的pH |
① | 22.00 | 0.00 | 8 |
② | 22.00 | 18.00 | 7 |
③ | 22.00 | 22.00 | 6 |
假设溶液混合前后的体积变化忽略不计，则a=_______，实验②中由水电离产生的c(OH-)=______mol·L-1。