Question

【题目】25 ℃时，0.1 mol·L－1HA溶液中＝108，0.01 mol·L－1BOH溶液pH＝12。请回答下列问题：

（1）HA的电离常数Ka为________，BOH是________(填“强电解质”或“弱电解质”)。

（2）pH相等的BOH溶液与BA溶液，分别加热到相同的温度后BOH溶液的pH________(填“＞”“＝”或“＜”)BA溶液的pH。

（3）已知碳酸的Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11，向等浓度的Na2CO3和NaA的溶液中滴加盐酸直至过量，则与H＋作用的粒子依次为___________________。

（4）25 ℃，两种酸的电离平衡常数如下表。

	Ka1	Ka2
H2SO3	1.3×10－2	6.3×10－8
H2CO3	4.2×10－7	5.6×10－11

①HSO3-的电离平衡常数表达式K＝___________________。

②0.10 mol·L－1 NaHSO3溶液中离子浓度由大到小的顺序为_____________________。

③H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为______________________。

Answer 1

【答案】10-5 强电解质 ＜ CO32-、HCO3-、A- c(Na+)＞c(HSO3-)＞c(H+)＞c(SO32-)＞c(OH-) H2SO3+HCO3-=HSO3-+CO2↑+H2O

【解析】

(1)根据0.1mol/L的HA溶液中=108、结合c(OH-)c(H+)=10-14，计算出c(H+)；再结合电离方程式计算HA的电离平衡常数；0.01mol/L的BOH溶液pH=12，结合c(OH-)c(H+)=10-14，计算确定碱的强弱；

(2)BOH溶液为强碱溶液，BA溶液为强碱弱酸盐溶液，结合水解平衡是吸热反应，加热促进水解，据此分析解答；

(3)已知碳酸的Ka1=4.4×10-7，Ka2=4.7×10-11，HA的电离平衡常数Ka为10-3，酸性大小HA＞H2CO3＞HCO3-，酸越弱对应阴离子结合氢离子的能力越强，据此分析判断；

(4)①HSO3-的电离方程式为：HSO3-H++SO32-，据此书写平衡常数表达式；②通过计算判断水解常数和电离常数的大小，判断溶液的酸碱性，再判断离子浓度由大到小的顺序；③由表可知H2SO3的二级电离小于H2CO3的一级电离，则酸性强弱H2SO3＞H2CO3＞HSO3-，据此书写反应的离子方程式。

(1)25℃时，0.1mol/L的HA溶液中=108、c(OH-)c(H+)=10-14，则该溶液中c(H+)=0.001mol/L＜0.1mol/L，所以HA是弱酸，则HA是弱电解质，溶液pH=3，HA的电离平衡常数Ka===10-5；0.01mol/L的BOH溶液pH=12，该溶液中c(OH-)=mol/L=0.01mol/L=c(BOH)，所以BOH是强碱，则BOH是强电解质，故答案为：10-5；强电解质；

(2)BOH溶液为强碱溶液，BA溶液为强碱弱酸盐溶液，水解反应是吸热反应，加热促进水解，平衡正向移动，因此pH相等的BOH溶液与BA溶液，分別加热到相同的温度后BOH溶液的pH＜BA溶液的pH，故答案为：＜；

(3)已知碳酸的Ka1=4.4×10-7，Ka2=4.7×10-11，HA的电离平衡常数Ka为10-5，酸性大小HA＞H2CO3＞HCO3-，酸越弱对应阴离子结合氢离子的能力越强，则与H＋作用的粒子依次为CO32-、HCO3-、A-，故答案为：CO32-、HCO3-、A-；

(4)①HSO3-的电离方程式为：HSO3-H++SO32-，平衡常数表达式为K=，故答案为：；

②0.10 mol·L－1 NaHSO3溶液中存在HSO3-的电离和水解，其中电离常数=6.3×10－8，水解常数==，因此水解常数＜电离常数，溶液显酸性，水也要电离出部分氢离子，离子浓度由大到小的顺序为c(Na+)＞c(HSO3-)＞c(H+)＞c(SO32-)＞c(OH-)，故答案为：c(Na+)＞c(HSO3-)＞c(H+)＞c(SO32-)＞c(OH-)；

③由表可知H2SO3的二级电离小于H2CO3的一级电离，所以酸性强弱H2SO3＞H2CO3＞HSO3-，所以反应的主要离子方程式为H2SO3+HCO3-=HSO3-+CO2↑+H2O， 故答案为：H2SO3+HCO3-=HSO3-+CO2↑+H2O。