Question

11．醋酸是一種常見的弱酸，回答下列問題：
（1）醋酸的電離方程式是CH₃COOH?CH₃COO^-+H⁺；下列哪些措施能夠使醋酸溶液中$\frac{c（{H}^{+}）}{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}$ 增大的是bd
a．升溫       b．通入HCl氣體     c．加入NaOH固體     d．加入NaHSO₄固體
（2）向100mL0.1mol•L^-1的醋酸中加入V mL0.1mol•L^-1的NaOH溶液完全反應(yīng)后，溶液呈中性，則V＜100mL（填“＞”，“＜”或“=”）
（3）在CH₃COOH與CH₃COONa的混合溶液中，測得某一時刻混合溶液中$\frac{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$=18，則此時溶液的pH=6（已知：CH₃COOH的電離常數(shù)Ka=1.8×10^-5）
（4）為測定食用醋中醋酸的含量（用每升食醋中所含醋酸的質(zhì)量表示，單位：g/L），設(shè)計如下實驗：a．取20ml食醋于錐形瓶中，滴加2-3滴酚酞作指示劑．b．向堿式滴定管中加入1mol•L^-1的NaOH溶液，調(diào)整液面，并記下初始刻度．c．開始滴定，并記錄滴定終點時堿式滴定管的刻度，重復(fù)試驗2-3次．
①達到滴定終點時的現(xiàn)象是當(dāng)最后一滴NaOH溶液滴下，錐形瓶中由無色變?yōu)榉奂t色，且半分鐘顏色不褪去
②經(jīng)過測定，消耗NaOH溶液的體積為10mL，則該食醋中醋酸的含量是30g/L．

Answer 1

分析 （1）醋酸是弱酸，電離可逆；使醋酸溶液中$\frac{c（{H}^{+}）}{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}$ 增大，可以增大氫離子濃度或減小醋酸根離子濃度；
（2）醋酸鈉溶液顯堿性；
（3）在CH₃COOH與CH₃COONa的混合溶液中，存在醋酸的電離平衡CH₃COOH?CH₃COO^-+H⁺，據(jù)CH₃COOH的電離常數(shù)Ka=1.8×10^-5計算；
（4）酚酞在酸性溶液中顯無色，用NaOH溶液滴定醋酸達到滴定終點時，溶液有無色變紅色；醋酸與NaOH銨1：1的比例反應(yīng)，據(jù)消耗NaOH的物質(zhì)的量計算20mL食醋中含有醋酸的物質(zhì)的量，再計算其含量．

解答 解：（1）醋酸是弱酸，電離可逆，其電離方程式為CH₃COOH?CH₃COO^-+H⁺，升溫醋酸的電離平衡正向移動，$\frac{c（{H}^{+}）}{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}$ 不變，加入NaOH固體，氫離子濃度減小，$\frac{c（{H}^{+}）}{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}$ 減小，通入HCl氣體或加入NaHSO₄固體能夠增大氫離子濃度，使$\frac{c（{H}^{+}）}{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}$ 增大，故答案為：CH₃COOH?CH₃COO^-+H⁺；bd；
  （2）向100mL0.1mol•L^-1的醋酸中加入100 mL0.1mol•L^-1的NaOH溶液完全反應(yīng)，恰好生成醋酸鈉，醋酸鈉溶液顯堿性，若使溶液顯中性，需加入NaOH溶液的體積小于100mL，故答案為：＜；
（3）在CH₃COOH與CH₃COONa的混合溶液中，存在醋酸的電離平衡CH₃COOH?CH₃COO^-+H⁺，據(jù)CH₃COOH的電離常數(shù)Ka=$\frac{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）•c（{H}^{+}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$=1.8×10^-5，又$\frac{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$=18，則c（H⁺）=$\frac{1.8×1{0}^{-5}}{18}$=1.0×10^-6，所以pH=6，故答案為：6；
（4）①滴定終點時，溶液顏色有無色變?yōu)榧t色，且且半分鐘顏色不褪去，故答案為：當(dāng)最后一滴NaOH溶液滴下，錐形瓶中由無色變?yōu)榉奂t色，且半分鐘顏色不褪去；
②醋酸與NaOH銨1：1的比例反應(yīng)，20mL食醋中含有醋酸的物質(zhì)的量為1mol•L^-1×0.01L=0.01mol，所以該食醋中醋酸的含量為$\frac{0.01mol×60g/mol}{0.02L}$=30g/L，故答案為：30 g/L．

點評 本題考查了醋酸的電離方程式書寫、影響醋酸電離平衡移動的因素、鹽類水解、有關(guān)電離平衡常數(shù)的計算、酸堿中和滴定，題目難度不大．