Question

13．、對于弱酸，在一定溫度下達到電離平衡時，各微粒的濃度存在一種定量的關系．若25℃時有HA?H⁺+A^-，則K=$\frac{c（{H}^{+}）•c（{A}^{-}）}{c（HA）}$．式中：K為電離平衡常數(shù)，只與溫度有關，c為各微粒的平衡濃度．下表是幾種常見弱酸的電離平衡常數(shù)（25℃）．

酸	電離方程式	電離平衡常數(shù)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

回答下列問題：
（1）當升高溫度時，K值變大（填“變大”“變小”或“不變”）．
（2）在溫度相同時，各弱酸的K值不同，那么K值的大小與酸性的相對強弱有何關系？K值越大電離出的氫離子濃度越大，所以酸性越強．
（3）若把CH₃COOH、H₂CO₃、HCO₃^-、H₂S、HS^-、H₃PO₄、H₂PO₄^-、HPO₄^2-都看做是酸，其中酸性最強的是H₃PO₄，最弱的是HPO₄^2-．
（4）同一多元弱酸的K₁、K₂、K₃之間存在著數(shù)量上的規(guī)律，此規(guī)律是K₁：K₂：K₃≈1：10^-5：10^-10，產(chǎn)生此規(guī)律的原因是上一級電離產(chǎn)生的H⁺對下一級電離有抑制作用．
（5）Na₂CO₃溶液呈堿性（填“酸性”“堿性”或“中性”），其原因（用離子方程式表示）是CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-．
（6）已知NaH₂PO₄溶液呈酸性，則該溶液中c（H₃PO₄）小于c（HPO₄^2-）（填“大于”或“小于”）．

Answer 1

分析 （1）弱電解質的電離是吸熱反應，升高溫度促進電離，根據(jù)反應物和生成物濃度的變化確定K的變化；
（2）K值越大，酸的電離程度越大；
（3）電離平衡常數(shù)越大的酸性越強，越小的酸性越弱；
（4）產(chǎn)生相同離子微粒間相互有抑制作用；
（5）Na₂CO₃溶液中碳酸根離子水解顯堿性；
（6）NaH₂PO₄溶液中H₂PO₄^-既水解又電離，以電離為主．

解答 解：（1）弱電解質的電離是吸熱反應，升高溫度促進弱電解質電離，則生成物濃度增大反應物濃度減小，所以K值增大，
故答案為：變大；
（2）K值越大，酸的電離程度越大，則溶液中氫原子濃度比氫氧根離子濃度更大，所以溶液的酸性越強，
故答案為：K值越大電離出的氫離子濃度越大，所以酸性越強；
（3）電離平衡常數(shù)越大的酸性越強，越小的酸性越弱，根據(jù)表格知，酸性增強的是H₃PO₄，最弱的是 HPO₄^2-，
故答案為：H₃PO₄；HPO₄^2-；
（4）由表中H₃PO₄的電離常數(shù)可知，同一多元弱酸的K₁、K₂、K₃之間存在著數(shù)量上的規(guī)律：K₁：K₂：K₃≈1：10^-5：10^-10，多元弱酸分步電離，第一步電離程度最大，第二步、第三步依次減小，原因是上一級電離產(chǎn)生的H⁺對下一級電離有抑制作用，
故答案為：K₁：K₂：K₃≈1：10^-5：10^-10；上一級電離產(chǎn)生的H⁺對下一級電離有抑制作用；
（5）Na₂CO₃溶液中碳酸根離子水解顯堿性，其水解離子方程式為：CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-；
故答案為：堿性；CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-；
（6）NaH₂PO₄溶液中H₂PO₄^-既水解又電離，以電離為主，H₂PO₄^-水解生成H₃PO₄，電離生成HPO₄^2-，所以該溶液中c（H₃PO₄）小于c（HPO₄^2-）
故答案為：小于．

點評 本題考查了弱電解質的電離、電離常數(shù)的應用、鹽的水解原理的應用，題目難度不大，把握酸的電離程度越小，其酸性越弱，則其酸根離子的水解程度越大是解題的關鍵．