Question

11．部分弱酸的電離平衡常數(shù)如表：

弱酸	HCOOH	HNO2	H2S	H2SO3	H2C2O4
電離平衡常數(shù) （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

（1）請(qǐng)寫(xiě)出HNO₂的電離方程式HNO₂?H⁺+NO₂^-
（2）上表的5種酸進(jìn)行比較，酸性最弱的是：H₂S；HCOO^-、S^2-、HSO₃^-3種離子中，最難結(jié)合H⁺的是HSO₃^-．
（3）在濃度均為0.1mol/L的HCOOH和H₂C₂O₄混合溶液中，逐漸滴入0.1mol/L的NaOH溶液，被OH^-先后消耗的酸及酸式酸根依次是：H₂C₂O₄、HCOOH、HC₂O₄^-．
（4）已知HNO₂具有強(qiáng)氧化性，弱還原性．將HNO₂溶液滴加到H₂S溶液中，同時(shí)有沉淀和無(wú)色氣體生成，該氣體遇空氣立即變?yōu)榧t棕色，試寫(xiě)出兩酸之間的化學(xué)反應(yīng)方程式：2HNO₂+H₂S=2H₂O+2NO↑+S↓．
（5）下列離子方程式書(shū)寫(xiě)正確的是DE
A．HNO₂+HS^-═NO₂^-+H₂S↑        B．2HCOOH+SO₃^2-═2HCOO^-+H₂O+SO₂↑
C．H₂SO₃+2HCOO^-═2HCOOH+SO₃^2-D．H₂SO₃+SO₃^2-═2HSO₃^-
E．H₂C₂O₄+NO₂^-═HC₂O₄^-+HNO₂
（6）已知HX為一元弱酸．某混合溶液中含有4mol NaX、2mol Na₂CO₃和1mol NaHCO₃．往溶液中通入3mol CO₂氣體，充分反應(yīng)后，氣體全部被吸收，計(jì)算某些物質(zhì)的量：
Na₂CO₃0mol，NaHCO₃6mol．

Answer 1

分析 （1）亞硝酸溶液中存在電離平衡，所以亞硝酸是弱酸，亞硝酸電離生成氫離子和亞硝酸根離子；
（2）相同溫度下，酸的電離平衡常數(shù)越小，其酸性越弱，弱酸的酸性越強(qiáng)，其酸根離子水解程度越小，則結(jié)合氫離子能力越弱；
（3）酸的電離平衡常數(shù)越大，該酸的酸性越強(qiáng)，與堿反應(yīng)越容易，根據(jù)酸的電離平衡常數(shù)大小判斷；
（4）HNO₂和H₂S生成沉淀和無(wú)色氣體，無(wú)色氣體遇空氣立即變?yōu)榧t棕色，則該無(wú)色氣體是NO，亞硝酸具有強(qiáng)氧化性，硫化氫具有還原性，所以硫化氫被亞硝酸氧化生成S單質(zhì)，根據(jù)元素守恒知還生成水，據(jù)此書(shū)寫(xiě)方程式；
（5）強(qiáng)酸能和弱酸的鹽反應(yīng)生成弱酸和強(qiáng)酸鹽；
（6）已知HX為一元弱酸，某混合溶液中含有4mol NaX、2mol Na₂CO₃和1mol NaHCO₃，NaX、NaHCO₃能共存，說(shuō)明HX的酸性強(qiáng)于碳酸氫根離子，往溶液中通入3mol CO₂氣體，充分反應(yīng)后，氣體全部被吸收，說(shuō)明HX的酸性弱于碳酸，即溶液中除了發(fā)生Na₂CO₃+CO₂+H₂O=2NaHCO₃，還發(fā)生反應(yīng)NaX+CO₂+H₂O=HX+NaHCO₃，根據(jù)反應(yīng)方程式進(jìn)行計(jì)算．

解答 解：（1）亞硝酸溶液中存在電離平衡，所以亞硝酸是弱酸，亞硝酸電離生成氫離子和亞硝酸根離子，所以電離方程式為HNO₂?H⁺+NO₂^-，
故答案為：HNO₂?H⁺+NO₂^-；
（2）相同溫度下，酸的電離平衡常數(shù)越小，其酸性越弱，弱酸的酸性越強(qiáng)，其酸根離子水解程度越小，則結(jié)合氫離子能力越弱，根據(jù)電離平衡常數(shù)知，酸性最弱的是H₂S，結(jié)合氫離子能力最弱的是HSO₃^-，
故答案為：H₂S；HSO₃^-；
（3）酸的電離平衡常數(shù)越大，該酸的酸性越強(qiáng)，與堿反應(yīng)越容易，根據(jù)酸的電離平衡常數(shù)知，被OH^-先后消耗的酸及酸式酸根依次是H₂C₂O₄、HCOOH、HC₂O₄^-，
故答案為：H₂C₂O₄、HCOOH、HC₂O₄^-；
（4）HNO₂和H₂S生成沉淀和無(wú)色氣體，無(wú)色氣體遇空氣立即變?yōu)榧t棕色，則該無(wú)色氣體是NO，亞硝酸具有強(qiáng)氧化性，硫化氫具有還原性，所以硫化氫被亞硝酸氧化生成S單質(zhì)，根據(jù)元素守恒知還生成水，該反應(yīng)方程式為2HNO₂+H₂S=2H₂O+2NO↑+S↓，
故答案為：2HNO₂+H₂S=2H₂O+2NO↑+S↓；
（5）A．亞硝酸具有強(qiáng)氧化性，硫氫根離子具有還原性，二者能發(fā)生氧化還原反應(yīng)，所以離子方程式為H⁺+2HNO₂+HS^-=2NO↑+S↓+2H₂O，故A錯(cuò)誤；
B．甲酸的酸性大于亞硫酸氫根離子小于亞硫酸，所以甲酸和亞硫酸根離子反應(yīng)生成甲酸根離子和亞硫酸氫根離子，離子方程式為HCOOH+SO₃^2-═HCOO^-+HSO₃^-，故B錯(cuò)誤；
C．甲酸的酸性大于亞硫酸氫根離子小于亞硫酸，所以亞硫酸和甲酸根離子反應(yīng)生成甲酸和亞硫酸氫根離子，離子方程式為H₂SO₃+HCOO^-═HCOOH+HSO₃^-，故C錯(cuò)誤；
D．亞硫酸和亞硫酸根離子反應(yīng)生成亞硫酸氫根離子，離子方程式為，故D正確；
E．根據(jù)電離平衡常數(shù)可知，草酸的一級(jí)電離平衡常數(shù)大于亞硝酸，二級(jí)電離平衡常數(shù)小于亞硝酸，所以H₂C₂O₄+NO₂^-═HC₂O₄^-+HNO₂，故E正確；
故選DE；
（6）已知HX為一元弱酸，某混合溶液中含有4mol NaX、2mol Na₂CO₃和1mol NaHCO₃，NaX、NaHCO₃能共存，說(shuō)明HX的酸性強(qiáng)于碳酸氫根離子，往溶液中通入3mol CO₂氣體，充分反應(yīng)后，氣體全部被吸收，說(shuō)明HX的酸性弱于碳酸，即溶液中發(fā)生Na₂CO₃+CO₂+H₂O=2NaHCO₃，根據(jù)該反應(yīng)可知2mol Na₂CO₃能生成4molNaHCO₃同時(shí)消耗二氧碳2molCO₂，還有1molCO₂發(fā)生反應(yīng)NaX+CO₂+H₂O=HX+NaHCO₃，生成1molNaHCO₃，所以溶液中沒(méi)有Na₂CO₃0，NaHCO₃為6 mol，
故答案為：0mol；6mol．

點(diǎn)評(píng) 本題考查了弱電解質(zhì)的電離，明確弱酸電離平衡常數(shù)與酸的酸性強(qiáng)弱、酸根離子水解程度的關(guān)系即可解答，注意（5）中A選項(xiàng)，很多同學(xué)只考慮強(qiáng)酸制取弱酸而忽略亞硝酸的強(qiáng)氧化性而導(dǎo)致錯(cuò)誤，為易錯(cuò)點(diǎn)．