题文
部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸
HCOOH
HClO
H2CO3
H2SO3
电离平衡常数
（25℃）
（1）在温度相同时，各弱酸的Ki值与酸性的相对强弱的关系为：________________________。
（2）下列离子方程式正确的是
A．2ClO－ + H2O + CO2 → 2HClO + CO32－
B．2HCOOH + CO32－ → 2HCOO－ + H2O + CO2↑
C．H2SO3 + 2HCOO－ → 2HCOOH + SO32－
D．Cl2 + H2O+2CO32－ → 2HCO3－ + Cl－ + ClO－
（3）常温下，pH=3的HCOOH溶液与pH=11的NaOH溶液等体积混合后，溶液中离子浓度由大到小的顺序为 。
亚硒酸(H2SeO3)也是一种二元弱酸，常温下是一种无色固体，易溶于水，有较强的氧化性。
（4）往亚硒酸溶液中不断通入SO2会产生红褐色单质，写出该反应的化学方程式： 。
（5）将亚硒酸与30%的H2O2加热可制得硒酸(H2SeO4)，反应方程式如下：
H2SeO3 + H2O2 → H2SeO4+H2O，下列说法中正确的是…………………………………（ ）
A．H2O2既是氧化剂又是还原剂
B．H2O 既不是氧化产物又不是还原产物
C．H2SeO4既是氧化产物又是还原产物
D．氧化性：H2SeO3＞H2SeO4
碲酸（H6TeO6）是一种很弱的酸，
，但它的氧化性比硫酸还要强。在酸性介质中，碲酸可将HI氧化成I2，方程式如下：
HI+ H6TeO6
TeO2+ Te+ I2+ H2O
（6）若反应中生成的TeO2与Te的物质的量之比为
，试配平上述化学方程式。
题型：未知 难度：其他题型
答案
（1）Ki值越大，酸性越强 (2分，合理给分)
（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
（1）在温度相同时，各弱酸的Ki值与酸性的相对强弱的关系为．Ki值越大，表示电离出氢离子的程度越大，则酸性越强。
（2）根据电离平衡常数可知A正确的是ClO－ + H2O + CO2 → HClO + HCO3－,错误。B正确。C．H2SO3 + HCOO－ → HCOOH + HSO3－ ,错误。D．Cl2 + H2O+2CO32－ → 2HCO3－ + Cl－ + ClO－，正确。
（3）常温下，pH=3的HCOOH溶液与pH=11的NaOH溶液等体积混合后，生成HCOONa,由于甲酸是弱酸相当于有剩余，故混和液呈酸性，HCOOH电离程度大于甲酸根的水解程度，故溶液中离子浓度由大到小的顺序为C（HCOO—）>C（Na+）>C（H+）>C（OH—）。
（4）由信息：亚硒酸(H2SeO3)有较强的氧化性。SO2具有还原性，会产生红褐色单质应该是硒单质，则该反应的化学方程式：H2SeO3 + 2SO2 +H2O → Se ↓+ 2H2SO4。
（5）将亚硒酸与30%的H2O2加热可制得硒酸(H2SeO4)，此时过氧化氢做氧化剂，则H2SeO4既是氧化产物又是还原产物。
（6）根据化合价升降法和题目中的信息：TeO2与Te的物质的量之比为
，配平方程式为8HI + 2H6TeO6 → TeO2 + Te +4I2 + 10H2O。
考点
据考高分专家说，试题“部分弱酸的电离平衡常数如下表：弱酸HCO.....”主要考查你对 [氧化还原反应与基本反应类型的关系 ]考点的理解。
氧化还原反应与基本反应类型的关系
氧化还原反应与基本反应类型的关系：
化合反应有单质参加的是氧化还原反应；分解反应有单质生成的是氧化还原反应；置换反应全部是氧化还原反应；复分解反应都是非氧化还原反应
各反应类型间的关系：
化学反应的分类：
化学反应按照不同的分类标准，可以分成不同的反应类型
- 根据原子（原子团）的组合形式来分类，把化学反应分为化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应，
但是四种基本类型的反应并不能包括所有的化学反应，比如3O2==2O3。 - 按是否有电子转移，把化学反应分为氧化还原反应和非氧化还原反应。
- 按是否有离子参加反应，把化学反应分为离子反应和非离子反应。
- 按化学反应的能量关系，把化学反应分为放热反应和吸热反应。
- ……
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