Question

部分弱酸的電離平衡常數如下表：

弱酸	HCOOH	HClO	H2CO3	H2SO3
電離平衡常數 （25℃）

 

（1）在溫度相同時，各弱酸的K_i值與酸性的相對強弱的關系為：________________________。

（2）下列離子方程式正確的是

A．2ClO^－ + H₂O + CO₂  → 2HClO + CO₃^2－

B．2HCOOH + CO_3­^2－ → 2HCOO^－ + H₂O + CO₂↑

C．H₂SO₃ + 2HCOO^－ → 2HCOOH + SO₃^2－

D．Cl₂ + H₂O+2CO₃^2－ → 2HCO₃^－ + Cl^－ + ClO^－

（3）常溫下，pH=3的HCOOH溶液與pH=11的NaOH溶液等體積混合后，溶液中離子濃度由大到小的順序為　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。

亞硒酸(H₂SeO₃)也是一種二元弱酸，常溫下是一種無色固體，易溶于水，有較強的氧化性。

（4）往亞硒酸溶液中不斷通入SO₂ 會產生紅褐色單質，寫出該反應的化學方程式：　　　　　　　　　　　                       　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。

（5）將亞硒酸與30%的H₂O₂加熱可制得硒酸(H₂SeO₄)，反應方程式如下：

H₂SeO₃ + H₂O₂ → H₂SeO₄+H₂O，下列說法中正確的是…………………………………（　　）

A．H₂O₂既是氧化劑又是還原劑

B．H₂O 既不是氧化產物又不是還原產物

C．H₂SeO₄既是氧化產物又是還原產物

D．氧化性：H₂SeO₃＞H₂SeO₄

碲酸（H₆TeO₆）是一種很弱的酸，，但它的氧化性比硫酸還要強。在酸性介質中，碲酸可將HI氧化成I₂，方程式如下：

　　 　HI+　　 　H₆TeO₆　　 　TeO₂+　 　　Te+　　 　I₂+　 　　H₂O

（6）若反應中生成的TeO₂與Te的物質的量之比為，試配平上述化學方程式。

 

Answer 1

【答案】

（1）Ki值越大，酸性越強 (2分，合理給分)

（2）BD  (2分)

（3）C（HCOO^—）>C（Na⁺）>C（H⁺）>C（OH^—） (2分)

（4）H₂SeO₃ + 2SO₂ +H₂O → Se ↓+ 2H₂SO₄ (2分)

（5）C (2分)

（6）8HI + 2H₆TeO₆ → TeO₂ + Te +4I₂ + 10H₂O (2分)

【解析】

試題分析：（1）在溫度相同時，各弱酸的K_i值與酸性的相對強弱的關系為．Ki值越大，表示電離出氫離子的程度越大，則酸性越強。

（2）根據電離平衡常數可知A正確的是ClO^－ + H₂O + CO₂  → HClO + HCO₃^－,錯誤。B正確。C．H₂SO₃ + HCOO^－ → HCOOH + HSO₃^－ ,錯誤。D．Cl₂ + H₂O+2CO₃^2－ → 2HCO₃^－ + Cl^－ + ClO^－，正確。

（3）常溫下，pH=3的HCOOH溶液與pH=11的NaOH溶液等體積混合后，生成HCOONa,由于甲酸是弱酸相當于有剩余，故混和液呈酸性，HCOOH電離程度大于甲酸根的水解程度，故溶液中離子濃度由大到小的順序為C（HCOO^—）>C（Na⁺）>C（H⁺）>C（OH^—）。

（4）由信息：亞硒酸(H₂SeO₃)有較強的氧化性。SO₂ 具有還原性，會產生紅褐色單質應該是硒單質，則該反應的化學方程式：H₂SeO₃ + 2SO₂ +H₂O → Se ↓+ 2H₂SO₄。

（5）將亞硒酸與30%的H₂O₂加熱可制得硒酸(H₂SeO₄)，此時過氧化氫做氧化劑，則H₂SeO₄既是氧化產物又是還原產物。

（6）根據化合價升降法和題目中的信息：TeO₂與Te的物質的量之比為，配平方程式為8HI + 2H₆TeO₆ → TeO₂ + Te +4I₂ + 10H₂O。

考點：本題考查了電離平衡常數的運用和鹽類水解原理判斷離子濃度的大小關系以及氧化還原方程式的配平技巧。