【題目】對于弱酸，在一定溫度下達到電離平衡時，各微粒的濃度存在一種定量的關系．下表為幾種弱酸在25℃時的電離平衡常數(shù)

酸

電離平衡常數(shù)K

CH3COOH

1.76×10﹣5

H2CO3

K1=4.3×10﹣7 K2=5.61×10﹣11

H3PO4

K1=7.52×10﹣3 K2=6.23×10﹣8 K3=2.20×10﹣13

回答下列問題：
（1）從電離的角度，HCO 、HPO 、H2PO4﹣都可看作是酸，其中酸性最強的是 ， 最弱的是 ．
（2）電離平衡常數(shù)是用實驗的方法測定出來的．現(xiàn)已經測得25℃時，c mol/L的CH3COOH的電離轉化率為a，則該溫度下醋酸的電離平衡常數(shù)KCH3COOH= ．

【答案】
（1）H2PO ；HPO
（2）
【解析】解：（1）同一溫度下，酸的電離常數(shù)越大其酸性越強，根據(jù)酸的電離常數(shù)知，酸性最強的是H2PO ，最弱的是HPO ，故答案為：H2PO ；HPO ；（2）25℃時，c mol/L的CH3COOH的電離轉化率為a，溶液中c（CH3COO﹣）=c（H+）=camo/L， 則該溫度下醋酸的電離平衡常數(shù)為：KCH3COOH= = = ，
故答案為： ．
（1）同一溫度下，酸的電離常數(shù)越大其酸性越強，根據(jù)酸的電離常數(shù)確定酸性強弱；（2）溶液中c（CH3COO﹣）=c（H+）=camo/L，根據(jù)電離平衡常數(shù)KCH3COOH= 進行計算即可．

練習冊系列答案
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CO2（g）+4H2（g）CH4（g）+2H2O（g）
已知H2的體積分數(shù)隨溫度的升高而增加．
若溫度從300℃升至400℃，重新達到平衡，判斷下列表格中各物理量的變化．（選填“增大”、“減小”或“不變”）

v正

v逆

平衡常數(shù)K

轉化率α


（2）相同溫度時，上述反應在不同起始濃度下分別達到平衡，各物質的平衡濃度如下表：

[CO2]/molL﹣1

[H2]/molL﹣1

[CH4]/molL﹣1

[H2O]/molL﹣1

平衡Ⅰ

a

b

c

d

平衡Ⅱ

m

n

x

y

a、b、c、d與m、n、x、y之間的關系式為 ．
（3）碳酸：H2CO3 ， Ki1=4.3×10﹣7 ， Ki2=5.6×10﹣11
草酸：H2C2O4 ， Ki1=5.9×10﹣2 ， Ki2=6.4×10﹣5
0.1mol/LNa2CO3溶液的pH0.1mol/LNa2C2O4溶液的pH．（選填“大于”“小于”或“等于”）
等濃度的草酸溶液和碳酸溶液中，氫離子濃度較大的是 ． 若將等濃度的草酸溶液和碳酸溶液等體積混合，溶液中各種離子濃度大小的順序正確的是 ． （選填編號）
a．[H+]＞[HC2O4﹣]＞[HCO3﹣]＞[CO32﹣] b．[HCO3﹣]＞[HC2O4﹣]＞[C2O42﹣]＞[CO32﹣]
c．[H+]＞[HC2O4﹣]＞[C2O42﹣]＞[CO32﹣] d．[H2CO3]＞[HCO3﹣]＞[HC2O4﹣]＞[CO32﹣]
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A.d＞a＞c＞b
B.b＞d＞c＞a
C.d＞c＞a＞b
D.a＞d＞b＞c

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