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第二节 电离平衡常数基础练习题
1.下列关于电离常数的说法正确的是( )
A.电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大
B.CH COOH的电离常数表达式为K=
3 a
C.恒温下，在CHCOOH溶液中加入少量CHCOONa固体，电离常数减小
3 3
D.电离常数只受温度影响，与浓度无关
2.高氯酸、硫酸、HCl和硝酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常
数：
酸 HClO HSO HCl HNO
4 2 4 3
K 1.6×10-5 6.3×10-9 1.6×10-9 4.2×10-10
a
由以上表格中数据判断以下说法不正确的是( )
A.在冰醋酸中这四种酸都没有全部电离
B.在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中酸性最强的酸
C.在冰醋酸中硫酸的电离方程式为HSO =2H++SO2-
2 4 4
D.水对这四种酸的强弱没有区分能力，但冰醋酸可以区分这四种酸的强弱
3.已知电离常数K(H SO )>K (H CO)≈K(H SO )>K (H CO),则溶液中不可以大量共存的离子组是 ( )
1 2 3 1 2 3 2 2 3 2 2 3
A.SO 2-、HCO - B.HSO-、HCO - C.HSO-、CO2- D.SO 2-、CO2-
3 3 3 3 3 3 3 3
4.下表是几种弱酸在常温下的电离平衡常数：
CHCOOH HCO HS HPO
3 2 3 2 3 4
K =1.75×10-5 K =4.5×10-7 K =1.1×10-7 K =6.9×10-3
a al al a1
K =4.7×10-11 K =1.3×10-13 K =6.2×10-8
a2 a2 a2
K =4.8×10-13
a3
则下列说法不正确的是（ ）
A.碳酸的酸性强于氢硫酸
B.多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
C.反应HS-+CO 2-=S2-+HCO-可以发生
3 3
D.向弱酸溶液中加少量稀盐酸，电离常数不变
5.0.10mol·L-1HA溶液中有1%的HA电离，则HA的电离平衡常数Ka为 ( )
A.1.0×10-5 B.1.0×10-7 C.1.0×10-8 D.1.0×10-9
6.已知下面三个数据：7.2×10-4、4.6×10-4、4.9×10-10分别是下列有关三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：
NaCN+HNO=HCN+NaNO 、NaCN+ HF= HCN+NaF、NaNO +HF=HNO +NaF,由此可判断下列叙述不正确的是
2 2 2 2
（ ）
A.K(HF)=7.2×10-4
B.K(HNO )=4.9×10-10
2
C.根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为：HF>HNO>HCN
2
D. K(HCN)c(B-)C.AB的电离程度：25℃>35℃
D.AB的电离是吸热过程
9.已知25℃下，醋酸溶液中存在下述关系：K= = 1.75×10-5,其中K的数值是该温度下醋酸的电
离平衡常数。有关K的下列说法正确 ( )
A.当向该溶液中加入一定量的硫酸时，K值增大
B.升高温度，K值增大
C.向醋酸溶液中加水，K值增大
D.向醋酸溶液中加氢氧化钠，K值增大
10.常温下，将冰醋酸加水稀释成0.01mol·L-1的稀醋酸溶液的过程中，以下物理量持续变小的是( )
A.c(H+),
B.醋酸的电离程度
C.醋酸分子的浓度
D.醋酸的电离平衡常数
11.已知室温时，0.1mol·L-1某一元酸HA的电离平衡常数约为1×10-7,下列叙述错误的是( )
A.该溶液的c(H+)=1×10-4mol/L
B.此溶液中，HA约有0.1%发生电离，
C.加水稀释，HA的电离平衡向右移动，HA的电离平衡常数增大
D.加水或升高温度，HA的电离程度均增大
12.常温下，几种弱酸的电离平衡常数如下表所示，下列说法
正确的是 ( )
化学式 HCOOH HCO HCN
2 3
电离平衡常数 K=1.8×10-4 K1=4.3×10-7 K=4.9×10-10
K2=5.6×10-11
A.酸性强弱顺序是 HCOOH>HCN>H CO
2 3
B.向碳酸钠饱和溶液中滴入HCN溶液，始终未见有气产生
C. HCOOH的电离平衡常数表达式为K= c(HCOOH) /c(HCOO-)•c(H+)
D.HCO 溶液和NaCN溶液反应的离子方程式为HCO+2CN-=2HCN-+CO 2-
2 3 2 3 3
13.下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是（ ）
A.电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱
B.电离平衡常数(K)与温度无关
C.相同温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同
D.多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为Ka1”“<”或“=”填空。
2 3 2 3
c(H+): H SO HCO
2 3 2 3
c(HSO ) c(HCO)。
2 3 2 3
(2)HSO-的电离平衡常数表达式为
3
(3)H SO 溶液与 NaHCO 溶液反应的主要离子方程式为
2 3 3
19.电离度可表示电解质的相对强弱，电离度 a=(已电离的电解质的浓度/溶液中原有电解质的浓度)×100%。已知25℃
时几种物质(微粒)的电离度(溶液浓度均为0.1mol·L-1)如表所示：
编号 物质(微粒) 电离度a
A 硫酸溶液(第一步完全电离):第二步 10%
HSO - SO 2-+ H+
4 4
B 硫酸氢钠溶液：HSO - SO 2-+ H+ 29%
4 4
C 醋酸：CHCOOH CHCOO-+H+ 1.33%
3 3
D 盐酸；HCl=H++Cl- 100%
(1)25℃时，上述几种溶液中c(H+)从大到小的顺序是 (填序号)。
(2)25℃,0.1mol·L-1硫酸溶液中HSO -的电离度小于相同温度下0.1mol·L-1硫酸氢钠溶液中HSO -的电离度，其原因是
4 4
(3)醋酸的电离平衡常数Ka的表达式是 ,则物质的量浓度为cmol·L-1的醋酸
的电离平衡常数Ka与电离度a的关系为Ka= (用含c、a的代数式表示)
20.25℃时，部分物质的电离常数如下表所示：
化学式 CHCOOH HC O HS
3 2 2 4 2
电离常数 1.8×10-5 Ka1=5.4×10-2 Ka1=1.0×10-7
Ka2=5.4×10-5 Ka2=1.3×10-13
请回答下列问题：
(1)若把CHCOOH、HC O、HC O-、HS、HS-都看作是酸，其中酸性最弱的是
3 2 2 4 2 4 2
(2)CH COOH、HC O、HS的酸性由强到弱的顺序为
3 2 2 4 2
(3)NaHS溶液与NaHC O 溶液反应的离子方程式为
2 4
(4)0.1mol·L-1HS溶液中c(H+)= mol·L-1
2第二节 电离平衡常数基础练习题解析版
1.下列关于电离常数的说法正确的是( )
A.电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大
B.CH COOH的电离常数表达式为K=
3 a
C.恒温下，在CHCOOH溶液中加入少量CHCOONa固体，电离常数减小
3 3
D.电离常数只受温度影响，与浓度无关
解析：电离常数只受温度影响，与弱电解质的浓度无关，故A项错误，D项正确；B项，CHCOOH的电离常数表达
3
式为K= ，故B项错误；C项，CHCOOH溶液中加入少量CHCOONa固体，温度不变，电离
a 3 3
常数不变，故C项错误。 答案：D
2.高氯酸、硫酸、HCl和硝酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常
数：
酸 HClO HSO HCl HNO
4 2 4 3
K 1.6×10-5 6.3×10-9 1.6×10-9 4.2×10-10
a
由以上表格中数据判断以下说法不正确的是( )
A.在冰醋酸中这四种酸都没有全部电离
B.在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中酸性最强的酸
C.在冰醋酸中硫酸的电离方程式为HSO =2H++SO2-
2 4 4
D.水对这四种酸的强弱没有区分能力，但冰醋酸可以区分这四种酸的强弱
解析：C项，由HSO 的K 可知，HSO 在冰醋酸中不能全部电离，故错误。答案：C
2 4 a 2 4
3.已知电离常数K(H SO )>K (H CO)≈K(H SO )>K (H CO),则溶液中不可以大量共存的离子组是 ( )
1 2 3 1 2 3 2 2 3 2 2 3
A.SO 2-、HCO - B.HSO-、HCO - C.HSO-、CO2- D.SO 2-、CO2-
3 3 3 3 3 3 3 3
解析：由K(H SO )>K (H CO)≈K(H SO )>K (H CO)可知，酸性：HSO >H CO≈HSO ->HCO-。由强酸制弱酸的原
1 2 3 1 2 3 2 2 3 2 2 3 2 3 2 3 3 3
理可知，A项，SO 2-与HCO -不反应，能大量共存；B项，HSO -与HCO -不反应，能大量共存；C项，由于酸性
3 3 3 3
HSO ->HCO-,则HSO -与CO2-能反应生成HCO -,不能大量共存；D项，SO 2-与CO2- 不反应，能大量共存。答案：
3 3 3 3 3 3 3
C
4.下表是几种弱酸在常温下的电离平衡常数：
CHCOOH HCO HS HPO
3 2 3 2 3 4
K =1.75×10-5 K =4.5×10-7 K =1.1×10-7 K =6.9×10-3
a al al a1
K =4.7×10-11 K =1.3×10-13 K =6.2×10-8
a2 a2 a2
K =4.8×10-13
a3
则下列说法不正确的是（ ）
A.碳酸的酸性强于氢硫酸
B.多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
C.反应HS-+CO 2-=S2-+HCO-可以发生
3 3
D.向弱酸溶液中加少量稀盐酸，电离常数不变
解析：因为碳酸的Ka1大于氢硫酸的Ka1,所以碳酸的酸性强于氢硫酸，A项正确；多元弱酸的Ka1远远大于Ka2,所以
其酸性主要由第一步电离决定，B项正确；因HS-的电离常数小于HCO -的电离常数，故不能发生该反应，C项错误；
3
电离常数只与温度有关，向弱酸溶液中加少量稀盐酸，电离常数不变，D项正确。答案：C
5.0.10mol·L-1HA溶液中有1%的HA电离，则HA的电离平衡常数Ka为 ( )
A.1.0×10-5 B.1.0×10-7 C.1.0×10-8 D.1.0×10-9
解析：发生电离的 HA 的物质的量浓度为(HA)=0.10mol·L-1×1%=1.0×10-3mol·L-1,根据 HA H++A-,则平衡时
c(H+)=c(A-)=1.0×10-3mol·L-1,c(HA)=0.10mol·L-1-1.0×10-3mol·L-1≈1.0×10-1mol·L-1,将有关数据代入电离平衡常数表达式得
K=[c(H+)·c(A-)]÷c (HA)=1.0×10-5。 答案：A
平
6.已知下面三个数据：7.2×10-4、4.6×10-4、4.9×10-10分别是下列有关三种酸的电离常数，若已知下列反应可以发生：
NaCN+HNO=HCN+NaNO 、NaCN+ HF= HCN+NaF、NaNO +HF=HNO +NaF,由此可判断下列叙述不正确的是
2 2 2 2（ ）
A.K(HF)=7.2×10-4
B.K(HNO )=4.9×10-10
2
C.根据两个反应即可得出一元弱酸的强弱顺序为：HF>HNO>HCN
2
D. K(HCN)HNO>HCN。酸性越强电离常数越大，因
2
此亚硝酸的电离常数应是4.6×10-4,B项不正确。答案：B
7、HCO 和HS在25℃时的电离常数如下：
2 3 2
电离常数 K K
a1 a2
HCO 4.5×10-7 4.7×10-11
2 3
HS 1.1×10-7 1.3×10-13
2
则下列反应可能发生的是 ( )
A. NaHCO + NaHS=NaCO+H S
3 2 3 2
B.NaS+HO+CO=NaHS+NaHCO
2 2 2 3
C. HS+2Na CO= Na S+2NaHCO
2 2 3 2 3
D. H S+NaHCO = NaHS+HCO
2 3 2 3
解析： K (H CO)K (H S),即 B 项反应可能发生；C 项可能发生：
a2 2 3 a1 2 a1 2 3 a2 2
HS+Na CO=NaHS+NaHCO ;D项HS不可能生成HCO。答案：B
2 2 3 3 2 2 3
8.液态化合物AB会发生微弱的自身电离，电离方程式为AB A++B-,在不同温度下其平衡常数为K(25℃)=1.0×10-
14,K(35℃)=2.1×10-14。则下列叙述正确的是 ( )
A.c(A+)随着温度升高而降低
B.在35℃时，c(A+)>c(B-)
C.AB的电离程度：25℃>35℃
D.AB的电离是吸热过程
解析：根据25℃和35℃的电离平衡常数可知，AB的电离是吸热过程，即随温度升高，c(A+)逐渐增大，A项错误，D
项正确；由电离方程式可知，35℃时溶液中c(A+)=c(B-),B项错误；电离程度：25℃<35℃,C项错误。答案：D
9.已知25℃下，醋酸溶液中存在下述关系：K= = 1.75×10-5,其中K的数值是该温度下醋酸的电
离平衡常数。有关K的下列说法正确 ( )
A.当向该溶液中加入一定量的硫酸时，K值增大
B.升高温度，K值增大
C.向醋酸溶液中加水，K值增大
D.向醋酸溶液中加氢氧化钠，K值增大
解析:K只与温度有关，其他外界条件改变，均不影响K,醋酸电离为吸热过程，故升高温度，电离平衡正向移动，K增
大，B项说法正确。答案：B
10.常温下，将冰醋酸加水稀释成0.01mol·L-1的稀醋酸溶液的过程中，以下物理量持续变小的是( )
A.c(H+),
B.醋酸的电离程度
C.醋酸分子的浓度
D.醋酸的电离平衡常数
解析:加水稀释时，c(H+)先增大后减小，与题意不符，中A错误；加水稀释时，醋酸的电离程度逐渐增大，与题意不
符，B错误；加水稀释时，醋酸分子的物质的量逐渐减小，体积逐渐增多，则浓度逐渐减小，符合题意，C正确；加
水稀释时，温度未变，则醋酸的电离平衡常数不变，与题意不符，D错误。答案：C
11.已知室温时，0.1mol·L-1某一元酸HA的电离平衡常数约为1×10-7,下列叙述错误的是( )
A.该溶液的c(H+)=1×10-4mol/L
B.此溶液中，HA约有0.1%发生电离，
C.加水稀释，HA的电离平衡向右移动，HA的电离平衡常数增大
D.加水或升高温度，HA的电离程度均增大
解析:HA=H++A-,则c2/ (0.1-c)= K=1×10-7,因c很小，故0.1-c可看作0.1,解得c=1×10-4mol·L-1,A项正确；HA有1×10-4/0.1×100%=0.1%发生电离，B正确；电离平衡常数只与温度有关，温度不变，电离平衡常数不变，C错误；加水或升
温，弱电解质的电离平衡正向移动，电离程度增大，D正确。答案：C
12.常温下，几种弱酸的电离平衡常数如下表所示，下列说法
正确的是 ( )
化学式 HCOOH HCO HCN
2 3
电离平衡常数 K=1.8×10-4 K1=4.3×10-7 K=4.9×10-10
K2=5.6×10-11
A.酸性强弱顺序是 HCOOH>HCN>H CO
2 3
B.向碳酸钠饱和溶液中滴入HCN溶液，始终未见有气产生
C. HCOOH的电离平衡常数表达式为K= c(HCOOH) /c(HCOO-)•c(H+)
D.HCO 溶液和NaCN溶液反应的离子方程式为HCO+2CN-=2HCN-+CO 2-
2 3 2 3 3
解析:根据酸的电离平衡常数HCOOH>H CO>HCN可知，酸性强弱顺序为:HCOOH>H CO>HCN,A错误；HCO 的酸
2 3 2 3 2 3
性大于 HCN,故不可能产生二氧化碳气体，B 正确； HCOOH 的电离平衡常数表达式为 K=c(HCOO-)•c(H+)
/c(HCOOH),C 错 误 ； 根 据 酸 的 电 离 平 衡 常 数 HCOOH>H CO>HCN>HCO - 可 知 ， 酸 性 强 弱 顺 序 为 ：
2 3 3
HCOOH>H CO>HCN>HCO -,所以HCO 溶液和NaCN溶液反应的离子方程式为：HCO+CN-=HCN+HCO -,D错误。
2 3 3 2 3 2 3 3
答案：B
13.下列关于电离平衡常数(K)的说法中正确的是（ ）
A.电离平衡常数(K)越小，表示弱电解质电离能力越弱
B.电离平衡常数(K)与温度无关
C.相同温度下，不同浓度的同一弱电解质，其电离平衡常数(K)不同
D.多元弱酸各步电离平衡常数相互关系为Ka1Ka2>Ka3,D错误。答案：A
14.下列说法正确的是（ ）
A.电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱
B.电离平衡常数受溶液浓度的影响
C.H CO 的电离常数表达式：K=c(H+)·c(CO2-)/ c(HCO)
2 3 3 2 3
D.电离常数大的酸溶液中c(H+)一定比电离常数小的
解析:电离平衡常数可以表示弱电解质电离程度大小,所以可以表示弱电解质的相对强弱，A正确；电离平衡 数只与温
度有关，与溶液浓度无关，B 错误；碳酸是二元弱酸，分步电离，其第一步电离平衡常数 K=c(H+)·c(HCO -)/
3
c(HCO),C错误；酸溶液中c(H+)与溶液浓度及电离程度有关，所以电离常数大的酸溶液中 c(H+)不一定比电离常数小
2 3
的酸中大，D错误。答案：A
15.在25℃时，NH ·H O的电离平衡常数为K,用蒸馏水稀释1mol·L-1水至0.01mol·L-1,随溶液的稀释，下列各项中始终
3 2
保持增大趋势的是 ( )
A.c(OH-) B.c(OH-)/c(NH·H O)
3 2
C.c(NH ·H O)/ c(NH +) D.K
3 2 4 b
解析：加水稀释促进NH ·H O电离，则溶液中n(OH-)增大，但n(OH-)增大程度小于溶液体积增大程度，所以c(OH-)减
3 2
小，A错误；加水稀释促进一水合氨电离，则溶液中氢氧根离子、铵根离子的物质的量增大，一水合氨分子的物质的
量减小，所以c(OH-)/ c(NH ·H O) 增大，B正确；加水稀释促进NH ·H O电离，则溶液中n(OH-)增大，n(NH +)增大，
3 2 3 2 4
n(NH ·H O)减小，所以 c(NH ·H O)/ c(NH +)=n(NH ·H O) / n(NH +)变小，C错误；电离平衡常数只受温度影响，温度
3 2 3 2 4 3 2 4
不变，加水稀释，K不变，D错误。答案：B
16.室温下，稀氨水中存在电离平衡NH ·H O NH ++OH-,下列有关叙述正确的是 ( )
3 2 4
A.加入氯化铵固体，溶液中c(OH-)增大
B.加水不断稀释，溶液碱性一定增强
C.加水稀释，平衡常数K 增大
b
D.加入NaOH固体，平衡逆向移动
解析:加入的氯化铵属于易强电解质，固体解后，电离平衡中生成物浓度增大，电离平衡将逆向移动，溶液中c(OH-)将
减小，A错误；加水稀释，溶液中c(OH-)将减小，溶液的碱性将减弱，B错误；平衡常数K只与温度有关，温度不变，平衡常数K不变，C错误；加入的NaOH属于易滚强电解质，固体溶解后，电离平衡中生成物浓度增大，电离平衡将
逆向移动，D正确。答案：D
17.某酸HA是一元弱酸，25℃时的电离平衡常数Ka=4.0×10-8
(1)写出该酸的电离方程式： ,其电离平衡常数表达式K=
a
(2)25℃时，向1mol·L-1HA溶液中加入1mol·L-1盐酸，会 (填“抑制”或“促进”)HA的电离，
c(H+) (填“增大”“减小”或“不变”),电离平衡常数Ka (填“增大”“减小”或“不变”)。
(3)25℃时，若HA的起始浓度为0.01mol·L-1,则平衡时c(H+)=
参考答案：(1)HA H++A-
（2）抑制 增大 不变 （3）2.0×10-5mol·L-1
[解析](1)HA是一元弱酸，电离时分子与离子共存，则电离方程式为 HA=H++A-;K=c(H+)c(A-) c(HA) i(2)25℃时，
向1mol·L-1HA溶液中加入1mol·L-1盐酸，导致溶液中的氢离子浓度增大，则平衡向氢离子浓度减小的方向移动，即
抑制HA的电离，但c(H+)增大；温度未变，则K不变；(3)K=c(H+)·c(A-),c(HA)= (HA)
0.01mol·L-1,c(H+)=c(A-),则c2(H+)=Kc(HA)=0.01×4.0×10-8=4.0×10-10,c(H+)=2.010-5mol·L-1
18.已知：
K K
al a2
HSO 1.54×10-2 1.02×10-7
2 3
HCO 4.3×10-7 5.6×10-11
2 3
(1)在相同浓度的HSO 和HCO 的溶液中，用“>”“<”或“=”填空。
2 3 2 3
c(H+): H SO HCO
2 3 2 3
c(HSO ) c(HCO)。
2 3 2 3
(2)HSO-的电离平衡常数表达式为
3
(3)H SO 溶液与 NaHCO 溶液反应的主要离子方程式为
2 3 3
参考答案：(1)> <
(2)K=
a
(3)H SO +HCO -=HO+CO↑+HSO -
2 3 3 2 2 3
19.电离度可表示电解质的相对强弱，电离度 a=(已电离的电解质的浓度/溶液中原有电解质的浓度)×100%。已知25℃
时几种物质(微粒)的电离度(溶液浓度均为0.1mol·L-1)如表所示：
编号 物质(微粒) 电离度a
A 硫酸溶液(第一步完全电离):第二步 10%
HSO - SO 2-+ H+
4 4
B 硫酸氢钠溶液：HSO - SO 2-+ H+ 29%
4 4
C 醋酸：CHCOOH CHCOO-+H+ 1.33%
3 3
D 盐酸；HCl=H++Cl- 100%
(1)25℃时，上述几种溶液中c(H+)从大到小的顺序是 (填序号)。
(2)25℃,0.1mol·L-1硫酸溶液中HSO -的电离度小于相同温度下0.1mol·L-1硫酸氢钠溶液中HSO -的电离度，其原因是
4 4
(3)醋酸的电离平衡常数Ka的表达式是 ,则物质的量浓度为cmol·L-1的醋酸
的电离平衡常数Ka与电离度a的关系为Ka= (用含c、a的代数式表示)
参考答案：(1)ADBC
(2)硫酸的第一步电离抑制了硫酸氢根离子的电离
(3)Ka=c(CH COO-)• c(H+)/ c(CHCOOH) ca2/(1-a)
3 3
解析：(1)硫酸第一步完全电离，第二步部分电离，硫酸中 c(H+)=(0.1+0.1×10%)mol·L-1=0.11mol·L-1，硫酸氢钠溶液中
c(H+)=(0.1×29%)mol·L-1=0.029mol·L-1;醋酸中 c(H+)=(0.1×1.33%)mol·L-1=0.00133mol·L-1;盐酸中 c(H+)=0.1mol·L-1,所以
c(H+)由大到小的顺序是ADBC (2)硫酸溶液中，硫酸第一步电离出氢离子，第二步又电离出氢离子，第一步电离出的
氢离子抑制了第二步的电离，而硫酸氢钠溶液中硫酸氢根离子的电离不受抑制，所以 0.1mol·L-1HSO 溶液中HSO -的
2 4 4
电离度小于 0.1mol·L-1 NaHSO 溶液中 HSO -的电离度。 (3)CH COOH在溶液中存在电离平衡：CHCOOH
4 4 3 3CHCOO-+H+,则 K= ;醋酸中 c(H+)= =ca,则 Ka=c(CH COO-)• c(H+)/ c(CHCOOH)=ca•ca/(c-
3 a 3 3
ca)=ca2/(1-a)
20.25℃时，部分物质的电离常数如下表所示：
化学式 CHCOOH HC O HS
3 2 2 4 2
电离常数 1.8×10-5 Ka1=5.4×10-2 Ka1=1.0×10-7
Ka2=5.4×10-5 Ka2=1.3×10-13
请回答下列问题：
(1)若把CHCOOH、HC O、HC O-、HS、HS-都看作是酸，其中酸性最弱的是
3 2 2 4 2 4 2
(2)CH COOH、HC O、HS的酸性由强到弱的顺序为
3 2 2 4 2
(3)NaHS溶液与NaHC O 溶液反应的离子方程式为
2 4
(4)0.1mol·L-1HS溶液中c(H+)= mol·L-1
2
参考答案：(1)HS- (2)H C O>CH COOH>H S (3)HS-+H CO-=H S+C O2-
2 2 4 3 2 2 4 2 2 4
(4)1.0×10-4
解析：(1)同一温度下，酸的电离常数越大其酸性越强，根据电离常数可知酸性强弱顺序：HC O>HC O-> CHCOOH
2 2 4 2 4 3
>H S>HS-,即酸性最弱的是HS-。(2)根据电离常数可知酸性强弱的顺序：HC O>CH COOH>H S。(3)由于酸性HC O-
2 2 2 4 3 2 2 4
>H S>HS-,即NaHS溶液与NaHC O 溶液反应生成HS和C O2-,离子方程式为HS-+HC O-=H S↑+C O2-(4)H S为弱酸，
2 2 4 2 2 4 2 4 2 2 4 2
电离程度较小，以第一步电离为主；已知HS HS-+H+,Ka1=1.0×10-7,设。0.1mol·L-1H2S溶液中c(H+)为xmol·L-1,则
2
根据电离平衡常数可知：Ka1=c(H+)·c(HS-) /c(H S) ,由于c(H+)≈c(HS-),即c2(H+)/0.1=1.0×10-7,则c(H+)=10-4mol·L-1
2
