Question

對于弱酸，在一定溫度下達(dá)到電離平衡時(shí)，各微粒的濃度存在一種定量的關(guān)系．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?CH3COO-+H+	1.76×10-5
HClO	HClO?ClO-+H+	2.95×10-8
H2S	H2S?H++HS- HS-?H++S2-	K1=9.1×10-8 K2=1.1×10-12
H2CO3	H2CO3?H++HCO3- HCO3-?H++CO32-	K1=4.31×10-7 K2=5.61×10-11
H3PO4	H3PO4?H++H2PO4- H2PO4-?H++HPO42- HPO42-?H++PO43-	K1=7.1×10-3 K2=6.3×10-8 K3=4.2×10-13

回答下列問題：
（1）當(dāng)升高溫度時(shí)，K值

變大

，向各弱酸溶液中滴加少量NaOH溶液，K值

不變

（以上選填“變大”“變小”或“不變”）．
（2）在溫度相同時(shí)，各弱酸的K值不同，那么K值的大小與酸性的相對強(qiáng)弱有何關(guān)系

在相同條件下K值越大電離出的氫離子濃度越大，所以酸性越強(qiáng)

．
（3）若把CH₃COOH、H₂CO₃、HCO₃^-、H₂S、HS^-、H₃PO₄、H₂PO₄^-、HPO₄^2-都看做是酸，其中酸性最強(qiáng)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）請根據(jù)以上碳酸和次氯酸的電離平衡常數(shù)，寫出在下列條件下所發(fā)生反應(yīng)的離子方程式：
①將少量的氯氣通到過量的碳酸鈉溶液中

Cl₂+H₂O+2CO₃^2-=2HCO₃^-+Cl^-+ClO^-

；
②在過量的氯水中滴入少量的碳酸鈉溶液

2Cl₂+H₂O+CO₃^2-=CO₂↑+2Cl^-+2HClO

．

Answer 1

分析：（1）弱電解質(zhì)的電離是吸熱反應(yīng)，升高溫度促進(jìn)電離，根據(jù)反應(yīng)物和生成物濃度的變化確定K的變化，電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，與溶液是酸堿性無關(guān)；
（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(qiáng)，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．

解答：解：（1）弱電解質(zhì)的電離是吸熱反應(yīng)，升高溫度促進(jìn)弱電解質(zhì)電離，則生成物濃度增大反應(yīng)物濃度減小，所以K值變大，溫度不變，電離平衡常數(shù)不變，與溶液的酸堿性無關(guān)，所以K不變，故答案為：變大，不變；
（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(qiáng)，
故答案為：在相同條件下K值越大，電離出的氫離子濃度越大，所以酸性越強(qiáng)；
（3）電離平衡常數(shù)越大的酸性越強(qiáng)，越小的酸性越弱，根據(jù)表格知，酸性增強(qiáng)的是H₃PO₄，最弱的是 HPO₄^2-，故答案為：H₃PO₄；HPO₄^2-；
（4）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：上一級電離產(chǎn)生的H⁺對下一級電離有抑制作用；
（5）①鹽酸的酸性大于碳酸，碳酸的酸性大于次氯酸，次氯酸的酸性大于碳酸氫根離子，所以氯氣和過量的碳酸鈉反應(yīng)反應(yīng)的離子方程式為：Cl₂+H₂O+2CO₃^2-=2HCO₃^-+Cl^-+ClO^-，
故答案為：Cl₂+H₂O+2CO₃^2-=2HCO₃^-+Cl^-+ClO^-；
②鹽酸的酸性大于碳酸，碳酸的酸性大量次氯酸，所以過量的氯水和碳酸鈉溶液反應(yīng)的離子方程式為：2Cl₂+H₂O+CO₃^2-=CO₂↑+2Cl^-+2HClO，故答案為：2Cl₂+H₂O+CO₃^2-=CO₂↑+2Cl^-+2HClO．

點(diǎn)評：本題考查了弱電解質(zhì)的電離，難度不大，知道酸的電離程度越小，其酸性越弱，則其酸根離子的水解程度越大．