结合如表回答下列问题酸电力平衡常数(Ka)酸电力平衡常数(Ka)CH3COOH1.7×10-5H3BO35.8×10-10H2CO3Ka1=4.2×10-7Ka2=5.6×10-11HNO27.1×10-4HCN6.2×10-10(1)上述五种酸中.酸性最强的是HNO2 ．HCO3-的电离平衡常数表达式K=$\frac{c•c}{c}$．(2)已知硼酸(H3BO3)与足� 题目和参考答案——青夏教育精英家教网—

4．

结合如表回答下列问题（均为25℃时的数据）

酸	电力平衡常数（Ka）	酸	电力平衡常数（Ka）
CH₃COOH	1.7×10^-5	H₃BO₃	5.8×10^-10
H₂CO₃	Ka₁=4.2×10^-7 Ka₂=5.6×10^-11	HNO₂	7.1×10^-4
H₂CO₃	Ka₁=4.2×10^-7 Ka₂=5.6×10^-11	HCN	6.2×10^-10

（1）上述五种酸中，酸性最强的是HNO₂ （填化学式）．HCO₃^-的电离平衡常数表达式K=$\frac{c（C{{O}_{3}}^{2-}）•c（{H}^{+}）}{c（HC{{O}_{3}}^{-}）}$．
（2）已知硼酸（H₃BO₃）与足量NaOH溶液发生酸碱中和反应的离子方程式为：H₃BO₃+OH^-=B（OH）₄^-，则硼酸为一元酸，硼酸的电离方程式为H₃BO₃+H₂O?B（OH）₄^-+H⁺．
（3）常温下，0.01mol•L^-1的HNO₂ 溶液加水稀释的过程中，下列各项数据增大的是④⑤（填代号）．
①c（H⁺ ） ②$\frac{c（N{O}_{2}^{-}）}{c（{H}^{+}）}$   ③Ka（HNO₂）
④$\frac{c（{H}^{+}）}{c（HN{O}_{2}）}$   ⑤c（OH^-）     ⑥$\frac{c（N{O}_{2}^{-}）}{c（HN{O}_{2}）•c（O{H}^{-}）}$
（4）如图描述的是醋酸与HNO₂ 在水中的电离度与浓度关系，
其中反映醋酸的是曲线乙（填“甲”或“乙”，已知：电离度=已电离的溶质分子数/原有溶质分子总数）．
（5）根据表中提供的数据可知，在溶液中能大量共存的微粒组是d （填代号）．
a．H₂CO₃、HCO${\;}_{3}^{-}$、CH₃COO^-、CN^-    b．HCO${\;}_{3}^{-}$、CH₃COOH、CN^-、CO${\;}_{3}^{2-}$
c．HCN、HCO${\;}_{3}^{-}$、CN^-、CO${\;}_{3}^{2-}$         d．HCN、HCO${\;}_{3}^{-}$、CH₃COO^-、CN
（6）设计一个现象明显、操作简便的实验方案证明HNO₂酸性强于碳酸（不用叙述仪器和具体操作）．

分析（1）电离平衡常数K的值越大，则酸的酸性越强；HCO₃^-的电离方程式为：HCO₃^-?H⁺+CO₃^2-，据此写出电离平衡常数表达式；
（2）根据酸与碱反应时氢离子与氢氧根离子之间的关系判断；
（3）常温下，0.01mol•L^-1的HNO₃ 溶液加水稀释的过程中，电离平衡向右移，电离出的n（H⁺）和n（NO₂^-）增多，但浓度降低，结合电离平衡常数K=$\frac{c（{H}^{+}）•c（N{{O}_{2}}^{-}）}{c（HN{O}_{2}）}$来分析；
（4）K值越大，在酸性越强，在相同浓度下电离程度越大；
（5）根据电离平衡常数K可知，酸性强弱关系为：HNO₂＞CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCN＞H₃BO₃＞HCO₃^-，根据“强酸制弱酸”的规律来分析；
（6）要证明HNO₂酸性强于碳酸，只需用HNO₂与碳酸盐反应制的二氧化碳即可．

解答解：（1）电离平衡常数K的值越大，则酸的酸性越强，故酸性最强的是HNO₂；HCO₃^-的电离方程式为：HCO₃^-?H⁺+CO₃^2-，故电离平衡常数表达式K=$\frac{c（C{{O}_{3}}^{2-}）•c（{H}^{+}）}{c（HC{{O}_{3}}^{-}）}$；故答案为：HNO₂；$\frac{c（C{{O}_{3}}^{2-}）•c（{H}^{+}）}{c（HC{{O}_{3}}^{-}）}$；
（2）已知硼酸（H₃BO₃）与足量NaOH溶液发生酸碱中和反应的离子方程式为：H₃BO₃+OH^-=B（OH）₄^-，则H₃BO₃为一元酸，其电离方程式为：H₃BO₃+H₂O?B（OH）₄^-+H⁺；
故答案为：一；H₃BO₃+H₂O?B（OH）₄^-+H⁺；
（3）①0.01mol•L^-1的HNO₃ 溶液加水稀释的过程中，电离平衡向右移，电离出的n（H⁺）和n（NO₂^-）增多，但c（H⁺ ）降低，故错误；
②0.01mol•L^-1的HNO₃ 溶液加水稀释的过程中，c（H⁺ ）和c（NO₂^-）均降低，但由于水能电离出部分氢离子，且HNO₂的浓度越低，水电离出的氢离子浓度越高，故c（H⁺ ）比c（NO₂^-）下降的要缓慢一些，故$\frac{c（N{O}_{2}^{-}）}{c（{H}^{+}）}$ 减小，故错误；
③Ka（HNO₂）只受温度的影响，故加水稀释，K不变，故错误；
④加水稀释，两端平衡常数K=$\frac{c（{H}^{+}）•c（N{{O}_{2}}^{-}）}{c（HN{O}_{2}）}$不变，但由于c（NO₂^-）降低，故$\frac{c（{H}^{+}）}{c（HN{O}_{2}）}$ 升高，故正确；
⑤0.01mol•L^-1的HNO₃ 溶液加水稀释的过程中，c（H⁺ ）降低，c（OH^-）升高，故正确；
⑥$\frac{c（N{O}_{2}^{-}）}{c（HN{O}_{2}）•c（O{H}^{-}）}$=$\frac{c（N{{O}_{2}}^{-}）•c（{H}^{+}）}{c（HN{O}_{2}）}×\frac{1}{{K}_{w}}$=$\frac{K}{{K}_{w}}$，由于温度不变，故此比值不变，故错误．
故选④⑤；
（4）K值越大，在酸性越强，在相同浓度下电离程度越大，从图象可知，在浓度相同时，甲的电离程度更大，故甲的酸性更强，故甲为HNO₂，则乙为CH₃COOH，故答案为：乙；
（5）根据电离平衡常数K可知，酸性强弱关系为：HNO₂＞CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCN＞H₃BO₃＞HCO₃^-，根据“强酸制弱酸”的规律可知，强酸能和弱酸盐反应生成弱酸和强酸盐．
a．酸性强弱关系为：H₂CO₃＞HCN，故H₂CO₃能和CN^-反应生成HCN，不能共存，故a错误；
b．酸性强弱关系为：CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCN，故CH₃COOH与HCO${\;}_{3}^{-}$、CN^-、CO${\;}_{3}^{2-}$均能反应生成二氧化碳和HCN，故不能共存，故b错误；
c．酸性强弱关系为：HCN＞HCO₃^-，故HCN能与CO${\;}_{3}^{2-}$ 反应生成HCO₃^-，不能共存，故c错误；
d．酸性强弱关系为：HNO₂＞CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCN＞H₃BO₃＞HCO₃^-，HCN、HCO${\;}_{3}^{-}$、CH₃COO^-、CN-之间互不反应，故能共存，故d正确．
故选d．
（6）要证明HNO₂酸性强于碳酸，只需用HNO₂与碳酸盐反应制的二氧化碳即可．故用HNO₂溶液与碳酸钠溶液或碳酸氢钠溶液反应，若有无色气体产生，则可证明HNO₂的酸性强于碳酸，故答案为：用HNO₂溶液与碳酸钠溶液或碳酸氢钠溶液反应，若有无色气体产生，则可证明HNO₂的酸性强于碳酸；

点评本题考查了弱电解质的电离、电离常数的应用、粒子共存的判断等，题目难度中等，根据表中数据正确判断酸性强弱为解答关键，注意明确酸性强弱与电离平衡常数的关系，试题侧重考查学生的分析、理解能力及灵活应用基础知识的能力．

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（2）④、⑤、⑥、⑦、⑧五种溶液中NH₄⁺浓度由大到小的顺序是（填序号）⑥⑦④⑤⑧．
（3）将③和④等体积混合后，混合液中各离子浓度关系正确的是A．
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B．c（Na⁺）=0.1mol•L^-1
C．c（Na⁺）+c（NH₄⁺）=c（C1^-）+c（OH^-）
D．c（H⁺）＞c（OH^-）
Ⅱ．如表是不同温度下水的离子积的数据：

温度/℃	25	t₁	t₂
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试回答以下问题：
（1）若25＜t _l＜t ₂，则a＞1×10^-14（填“＞”、“＜”或“=”），做此判断的理由是水的电离为吸热反应，升高温度，平衡向着正反应方向移动．
（2）25℃时，某Na₂S0₄溶液中c（S0₄^2-）=5×10^-4 mol•L^-1，取该溶液l mL加水稀释至10mL，则
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14．下列叙述中不正确的是（　　）

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