Question

對(duì)于弱酸在-定溫度下達(dá)到電離平衡時(shí)，各粒子的濃度存在一種定量的關(guān)系．若在25℃時(shí)有HA?H⁺+A^-，則K=c（H⁺）?c（A^-）/c（HA），式中K為電離平衡常數(shù)，只與溫度有關(guān)，各粒子的濃度為達(dá)到平衡時(shí)的濃度．下表是幾種常見(jiàn)弱酸的電離平衡常數(shù)（25℃）

酸	點(diǎn)解方程式	電離平衡常數(shù)
CH3COOH	CH3COOH?CH3COO-+H+	K=1.76×10-5
H2CO3	H2CO3?HCO3-+H+ HCO3-?CO32-+H+	K1=4.31×10-7 K2=5.61×10-11
H2S	H2S?HS-+H+ HS-?S2-+H+	K1=9.1×10-8 K2=1.1×10-15
H3PO4	H3PO4?H2PO4-+H+ H2PO4-?HPO42-+H+ HPO42-?PO43-+H+	K1=7.52×10-3 K2=6.23×10-8 K3=2.20×10-13

回答下列問(wèn)題：
（1）K只與溫度有關(guān)，當(dāng)溫度升高時(shí)，K值

增大

（填“增大”、“減小”或“不變”）
（2）在溫度相同時(shí)，各弱酸K值不同，那么K值的大小與酸性相對(duì)強(qiáng)弱的關(guān)系是：

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-都看作是酸，其中酸性最強(qiáng)的是

H₃PO₄

，最弱的是

HS^-

．
（4）電離平衡常數(shù)是用實(shí)驗(yàn)的方法測(cè)定出來(lái)的，現(xiàn)已經(jīng)測(cè)得25℃時(shí)c mol/L的CH₃COOH的電離度為α（當(dāng)若電解質(zhì)在溶液里達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中已電離的電解質(zhì)分子占原來(lái)總分子數(shù)的百分?jǐn)?shù)叫做該電解質(zhì)的電離度）．試表示該溫度下醋酸的電離平衡常數(shù)K=

cα2

1-α

．

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；
（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）電離平衡常數(shù)K等于生成物濃度的冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比．

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值增大，
故答案為：增大；
（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：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 HS^-，
故答案為：H₃PO₄；HS^-；
（4）醋酸溶液中水電離出的氫離子濃度很小，對(duì)于醋酸電離出的氫離子來(lái)說(shuō)水電離出的氫離子可以忽略，所以該溶液中c（CH₃COO^-）=c（H⁺）=c αmol/L，溶液中c（CH₃COOH）=c（1-α）mol/L，
則電離平衡常數(shù)K=

(cα)2

c(1-α)

=

cα2

1-α

，
故答案為：

cα2

1-α

．

點(diǎn)評(píng)：本題考查了弱電解質(zhì)的電離，明確酸的電離平衡常數(shù)與酸性強(qiáng)弱的關(guān)系是解本題關(guān)鍵，難度不大．