Question

【題目】部分弱酸的電離平衡常數(shù)如表：

(1)上表的6種酸進行比較，酸性最弱的是：_____；HCOO-、S2-、HSO3-三種離子中，最難結(jié)合H+的是__________。

(2)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：_________。

(3)已知HNO2具有強氧化性，弱還原性。將HNO2溶液滴加到H2S溶液中，同時有沉淀和無色氣體生成，該氣體遇空氣立即變?yōu)榧t棕色，試寫出兩酸之間的化學反應方程式：___。

(4)下列離子方程式書寫正確的是________。

A.HNO2+HS-=NO2-+H2S↑

B.2HCOOH+SO32-=2HCOO-+H2O+SO2↑

C.H2SO3+2HCOO-=2HCOOH+SO32-

D.H2SO3+SO32-=2HSO3-

E.H2C2O4+NO2-=HC2O4-+HNO2

(5)將少量的SO2通入Na2C2O4溶液，寫出離子方程式___。

(6)已知HX為一元弱酸。HX的電離常數(shù)為5.5×10﹣8。某混合溶液中含有4molNaX、2molNa2CO3和1molNaHCO3。往溶液中通入3molCO2氣體，充分反應后，氣體全部被吸收，計算某些物質(zhì)的量：Na2CO3______、NaHCO3______。

Answer 1

【答案】H2S HSO3﹣ H2C2O4、HCOOH、HC2O4﹣ 2HNO2+H2S=2H2O+2NO↑+S↓ DE SO2+H2O+C2O42-=HC2O4-+HSO3﹣ 0mol 6mol

【解析】

(1)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，其酸根離子水解程度越小，則結(jié)合氫離子能力越弱；

(2)酸的電離平衡常數(shù)越大，該酸的酸性越強，與堿反應越容易，根據(jù)酸的電離平衡常數(shù)大小判斷；

(3)HNO2和H2S發(fā)生氧化還原反應，生成沉淀和無色氣體，無色氣體遇空氣立即變?yōu)榧t棕色，則該無色氣體是NO，亞硝酸具有強氧化性，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)此書寫方程式；

(4)強酸能和弱酸的鹽反應生成弱酸和強酸鹽；

(5)將少量的SO2通入Na2C2O4溶液，酸性H2C2O4>H2SO3>HC2O4->HSO3-，據(jù)此寫出離子方程式；

(6)已知HX為一元弱酸，某混合溶液中含有4mol NaX、2mol Na2CO3和1molNaHCO3，NaX、NaHCO3能共存，說明HX的酸性強于碳酸氫根離子，往溶液中通入3mol

CO2氣體，充分反應后，氣體全部被吸收，說明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NaX+CO2+H2O=HX+NaHCO3，根據(jù)反應方程式進行計算。

(1)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，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，酸性最強的是H2SO3，所以結(jié)合氫離子能力最弱的是HSO3-；

(2)酸的電離平衡常數(shù)越大，該酸的酸性越強，與堿反應越容易，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-；

(3)HNO2和H2S生成沉淀和無色氣體，無色氣體遇空氣立即變?yōu)榧t棕色，則該無色氣體是NO，亞硝酸具有強氧化性，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，該反應方程式為2HNO2+H2S=2H2O+2NO↑+S↓；

(4)A.HNO2具有強氧化性，HS-具有還原性，二者能發(fā)生氧化還原反應，根據(jù)電子守恒、電荷守恒、離子守恒，可得反應的離子方程式為H++2HNO2+HS-=2NO↑+S↓+2H2O，A錯誤；

B.酸性：H2SO3>HCOOH>HSO3-，所以HCOOH和SO32-反應生成HCOO-和HSO3-，反應的離子方程式為HCOOH+SO32-=HCOO-+HSO3-，B錯誤；

C.酸性：H2SO3>HCOOH>HSO3-，所以H2SO3和HCOO-反應生成HCOOH、HSO3-，反應的離子方程式為H2SO3+HCOO-=HCOOH+HSO3-，C錯誤；

D.亞硫酸和亞硫酸根離子反應生成亞硫酸氫根離子，離子方程式為H2SO3+SO32-=2HSO3-，D正確；

E.根據(jù)電離平衡常數(shù)可知，H2C2O4的一級電離平衡常數(shù)大于HNO2，二級電離平衡常數(shù)小于HNO2，所以H2C2O4+NO2-=HC2O4-+HNO2，E正確；

故合理選項是DE；

(5)將少量的SO2通入Na2C2O4溶液，酸性H2C2O4>H2SO3>HC2O4->HSO3-，據(jù)此離子方程式為：SO2+H2O+C2O42-=HC2O4-+HSO3-；

(6)已知HX為一元弱酸，某混合溶液中含有4molNaX、2molNa2CO3和1molNaHCO3，NaX、NaHCO3能共存，說明HX的酸性強于HCO3-，往溶液中通入3molCO2氣體，充分反應后，氣體全部被吸收，說明HX的酸性弱于H2CO3，溶液中發(fā)生的反應有：Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3，根據(jù)該反應可知2molNa2CO3能生成4molNaHCO3同時消耗二氧碳2molCO2，還有1molCO2發(fā)生反應NaX+CO2+H2O=HX+NaHCO3，生成1molNaHCO3，所以溶液中沒有Na2CO3，Na2CO3的物質(zhì)的量是0，NaHCO3的物質(zhì)的量為1mol+4mol+1mol=6mol。