Question

【題目】25℃時，有關物質的電離平衡常數如下：

化學式	CH3COOH	H2CO3	H2SO3
電離平衡常數K	K=1.8×10-5	K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11	K1=1.5×10-2 K2=1.02×10-7

（1）以上三種電解質由強至弱順序為________________________(用化學式表示，下同)。

（2）常溫下，0.02 mol·L－1的CH3COOH溶液的電離度約為_____________，體積為10mLpH=2的醋酸溶液與亞硫酸溶液分別加蒸餾水稀釋至1000mL，稀釋后溶液的pH，前者_____后者(填“＞、＜或=”)。

（3）下列離子CH3COO－、CO32－、HSO3－、SO32－在溶液中結合H+的能力由大到小的順序為___________________________________________________。

（4）已知NaHSO3溶液顯酸性，其原因是____________________(離子方程式配適當文字敘述)。

（5）H2SO3溶液和NaHCO3溶液反應的主要離子方程式為_______________________。

Answer 1

【答案】H2SO3＞ CH3COOH ＞H2CO3 3％ ＜ CO32- ＞ SO32- ＞CH3COO- ＞HSO3- HSO3- H++ SO32-, HSO3-+H2O H2SO3+OH-, HSO3-的電離程度大于其水解程度，所以 NaHSO3溶液顯酸性 H2SO3+ HCO3－＝HSO3－+CO2↑+H2O

【解析】

本題考查了弱電解質在溶液中的電離平衡、鹽的水解原理的應用、離子濃度大小比較，題目難度中等，明確弱電解質的電離平衡的影響因素為解答關鍵，注意掌握判斷電解質強弱、電離常數的概念及計算方法，試題培養了學生的靈活應用能力。

（1）根據表中數據可知，酸的電離平衡常數大小為：H2SO3＞CH3COOH＞H2CO3＞HSO3-＞HCO3-，電離平衡常數越大，酸性越強，所以電解質由強到弱的順序為為：H2SO3＞CH3COOH＞H2CO3，
故答案為：H2SO3＞CH3COOH＞H2CO3。

（2）0.02mol/L的醋酸在溶液中存在電離平衡：CH3COOHCH3COO-+H+，設該溶液中醋酸的電離度為x，則醋酸電離出的醋酸根離子、氫離子濃度為0.02xmol/L，醋酸的濃度為0.02（1-x）mol/L，根據醋酸的電離平衡常數K=1.8×10-5可知：，解得：x=3%
由于醋酸的酸性需小于亞硫酸，pH相同的醋酸和亞硫酸稀釋相同倍數后，亞硫酸的pH變化大，即：醋酸的pH小于亞硫酸，
故答案為：3%；＜。

（3）已知酸性：H2SO3＞CH3COOH＞H2CO3＞HSO3-＞HCO3-，酸根離子對應酸的酸性越強，該酸根離子結合氫離子能力越弱，則CH3COO-、CO32-、HSO3-、SO32-在溶液中結合H+的能力由大到小的關系為：CO32-＞SO32-＞CH3COO-＞HSO3-，
故答案為：CO32-＞SO32-＞CH3COO-＞HSO3-。
（4）NaHSO3水溶液中存在電離平衡和水解平衡HSO3-H++SO32-，HSO3-+H2O H2SO3+OH-，溶液顯酸性說明HSO3-的電離程度大于水解程度，溶液中離子濃度大小關系為：C（Na+）＞C（HSO3-）＞C（H+）＞C（SO32-）＞C（OH-）；
故答案為：HSO3-H++SO32-，HSO3-+H2O H2SO3+OH-，HSO3-的電離程度大于其水解程度，所以NaHSO3溶液顯酸性；C（Na+）＞C（HSO3-）＞C（H+）＞C（SO32-）＞C（OH-）。

（6）H2SO3的酸性大于H2CO3酸性，故H2SO3溶液和NaHCO3溶液反應的離子方程式為：H2SO3+ HCO3－＝HSO3－+CO2↑+H2O故答案為：H2SO3+ HCO3－＝HSO3－+CO2↑+H2O。