Question

11．下表是四種弱酸常溫下的電離平衡常數．

HA	H2B	H2C	H3D
1.8×10-5	K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11	K1=9.1×10-8 K2=1.1×10-12	K1=7.5×10-3 K2=6.2×10-8 K3=2.2×10-13

（1）多元弱酸的二級電離程度遠小于一級電離的原因是多元弱酸一級電離生成的氫離子會抑制二級電離；
（2）HA、H₂B、H₂C、H₃D四種酸中酸性最強的是H₃D，最弱的是H₂C；
（3）向10mL 0.01mol/L Na₂B溶液中逐滴加入10mL 0.01mol/L HA溶液，并充分攪拌，反應的離子方程式是B^2-+HA=HB^-+A^-；
（4）將等物質的量的HA、H₂B、H₂C、NaH₂D溶于水配成混合溶液，若逐滴加入燒堿溶液，這四種物質中最先與燒堿反應的離子方程式是H₃D+OH^-=H₂O+H₂D^-，若加入足量的燒堿溶液，最后與OH^-反應的離子是HD^2-+OH^-=H₂O+D^3-．

Answer 1

分析 弱酸的電離平衡常數越大，弱酸的酸性越強，據電離平衡常數可知酸性H₃D＞HA＞H₂B＞H₂C＞H₂D^-＞HB^-＞HC^-＞HD^2-，據此分析．

解答 解：（1）多元弱酸一級電離生成的氫離子會抑制二級電離，所以多元弱酸的二級電離程度遠小于一級電離，
故答案為：多元弱酸一級電離生成的氫離子會抑制二級電離；
（2）弱酸的電離平衡常數越大，弱酸的酸性越強，據電離平衡常數可知酸性H₃D＞HA＞H₂B＞H₂C，故答案為：H₃D；H₂C；
（3）酸性HA＞H₂B＞HB^-，所以向10mL 0.01mol/L Na₂B溶液中逐滴加入10mL 0.01mol/L HA溶液，并充分攪拌，反應生成NaHB和NaA，離子方程式為B^2-+HA=HB^-+A^-，
故答案為：B^2-+HA=HB^-+A^-；
（4）將等物質的量的HA、H₂B、H₂C、NaH₂D溶于水配成混合溶液，若逐滴加入燒堿溶液，酸性強的酸首先反應，酸性最弱的最后反應，所以最先與燒堿反應的離子方程式是H₃D+OH^-=H₂O+H₂D^-，最后與OH^-反應的離子是HD^2-+OH^-=H₂O+D^3-，故答案為：H₃D+OH^-=H₂O+H₂D^-；HD^2-+OH^-=H₂O+D^3-．

點評 本題考查了據弱酸的電離平衡常數判斷弱酸酸性強弱以及強酸制取弱酸的相關知識，題目難度不大．