Question

13．、对于弱酸，在一定温度下达到电离平衡时，各微粒的浓度存在一种定量的关系．若25℃时有HA?H⁺+A^-，则K=$\frac{c（{H}^{+}）•c（{A}^{-}）}{c（HA）}$．式中：K为电离平衡常数，只与温度有关，c为各微粒的平衡浓度．下表是几种常见弱酸的电离平衡常数（25℃）．

酸	电离方程式	电离平衡常数K
CH3COOH	CH3COOH?CH3COOH-+H+	1.76×10-5
H2CO3	H2CO3?H++HCO3-HCO3-?H++HCO32-	K1=4.31×10-7 K2=5.61×10-11
H2S	H2S?H++HS-HS-?H++S2-	K1=9.1×10-8 K2=1.1×10-12
H3PO4	H3PO4?H++H2PO4-H2PO4-H++HPO42- HPO42-?H++PO43-	K1=7.52×10-3K2=6.23×10-8 K3=2.20×10-13

回答下列问题：
（1）当升高温度时，K值变大（填“变大”“变小”或“不变”）．
（2）在温度相同时，各弱酸的K值不同，那么K值的大小与酸性的相对强弱有何关系？K值越大电离出的氢离子浓度越大，所以酸性越强．
（3）若把CH₃COOH、H₂CO₃、HCO₃^-、H₂S、HS^-、H₃PO₄、H₂PO₄^-、HPO₄^2-都看做是酸，其中酸性最强的是H₃PO₄，最弱的是HPO₄^2-．
（4）同一多元弱酸的K₁、K₂、K₃之间存在着数量上的规律，此规律是K₁：K₂：K₃≈1：10^-5：10^-10，产生此规律的原因是上一级电离产生的H⁺对下一级电离有抑制作用．
（5）Na₂CO₃溶液呈碱性（填“酸性”“碱性”或“中性”），其原因（用离子方程式表示）是CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-．
（6）已知NaH₂PO₄溶液呈酸性，则该溶液中c（H₃PO₄）小于c（HPO₄^2-）（填“大于”或“小于”）．

Answer 1

分析 （1）弱电解质的电离是吸热反应，升高温度促进电离，根据反应物和生成物浓度的变化确定K的变化；
（2）K值越大，酸的电离程度越大；
（3）电离平衡常数越大的酸性越强，越小的酸性越弱；
（4）产生相同离子微粒间相互有抑制作用；
（5）Na₂CO₃溶液中碳酸根离子水解显碱性；
（6）NaH₂PO₄溶液中H₂PO₄^-既水解又电离，以电离为主．

解答 解：（1）弱电解质的电离是吸热反应，升高温度促进弱电解质电离，则生成物浓度增大反应物浓度减小，所以K值增大，
故答案为：变大；
（2）K值越大，酸的电离程度越大，则溶液中氢原子浓度比氢氧根离子浓度更大，所以溶液的酸性越强，
故答案为：K值越大电离出的氢离子浓度越大，所以酸性越强；
（3）电离平衡常数越大的酸性越强，越小的酸性越弱，根据表格知，酸性增强的是H₃PO₄，最弱的是 HPO₄^2-，
故答案为：H₃PO₄；HPO₄^2-；
（4）由表中H₃PO₄的电离常数可知，同一多元弱酸的K₁、K₂、K₃之间存在着数量上的规律：K₁：K₂：K₃≈1：10^-5：10^-10，多元弱酸分步电离，第一步电离程度最大，第二步、第三步依次减小，原因是上一级电离产生的H⁺对下一级电离有抑制作用，
故答案为：K₁：K₂：K₃≈1：10^-5：10^-10；上一级电离产生的H⁺对下一级电离有抑制作用；
（5）Na₂CO₃溶液中碳酸根离子水解显碱性，其水解离子方程式为：CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-；
故答案为：碱性；CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-；
（6）NaH₂PO₄溶液中H₂PO₄^-既水解又电离，以电离为主，H₂PO₄^-水解生成H₃PO₄，电离生成HPO₄^2-，所以该溶液中c（H₃PO₄）小于c（HPO₄^2-）
故答案为：小于．

点评 本题考查了弱电解质的电离、电离常数的应用、盐的水解原理的应用，题目难度不大，把握酸的电离程度越小，其酸性越弱，则其酸根离子的水解程度越大是解题的关键．