Question

【題目】I．常溫下0.1mol·L-1的鹽酸和pH=1的醋酸各100mL分別與足量的鋅粒反應，產生的氣體前者比后者_____(填“＞”“＜”或“＝”)。

II．現有常溫下pH＝2的HCl溶液甲和pH＝2的CH3COOH溶液乙，請根據下列操作回答問題：

(1)常溫下0.1mol·L－1的CH3COOH溶液加水稀釋過程中，下列表達式的數據一定變小的是_____。

A．c（H+） B．c（H+）/c（CH3COOH） C．c（H+）c（OH-） D．c（OH-）/c（H+）

(2)取10mL的乙溶液，加入等體積的水，CH3COOH的電離平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移動；另取10mL的乙溶液，加入少量無水醋酸鈉固體(假設加入固體前后溶液體積保持不變)，待固體溶解后，溶液中c(H＋)/c(CH3COOH)的比值將________(填“增大”“減小”或“無法確定”)。

(3)取等體積的甲、乙兩溶液，分別用等濃度的NaOH稀溶液中和，則消耗NaOH溶液體積的大小關系為V(甲)__ V(乙) (填“＞”“＜”或“＝”)。

(4)已知25℃時，下列酸的電離平衡常數如下：

化學式	CH3COOH	H2CO3	HClO
電離平衡常數	1.8×10－5	K1＝4.3×10－7 K2＝4.7×10－11	3.0×10－8

下列四種離子結合H＋能力最強的是________。

A．HCO3— B．CO32— C．ClO－ D．CH3COO－

寫出下列反應的離子方程式：HClO＋Na2CO3(少量)：______________________。

Ⅲ．室溫下，0.1 mol·L－l的KOH溶液滴10.00mL 0.10 mol·L－l H2C2O4 (二元弱酸）溶液，所得滴定曲線如圖(混合溶液的體積可看成混合前溶液的體積之和)。請回答下列問題：

(1)點③所示溶液中所有離子的濃度由大到小的順序為：_____________________。

(2)點④所示溶液中：c(K+)+c(H2C2O4)+c(HC2O4)+c(C2O42)＝________mol/L。

Answer 1

【答案】＜ A 向右 減小 ＜ B HClO+CO32- = ClO-+HCO3- c(K+)>c(HC2O4―)>c(H+)>c(C2O42-)>c(OH-) 0.1

【解析】

I.醋酸是弱酸，0.1mol·L－1醋酸溶液中pH>1，因此pH=1的醋酸溶液中c(CH3COOH)比前者大，因此與足量鋅發(fā)生反應，后者產生氫氣的量多于前者；

II.（1）醋酸中存在CH3COOHCH3COO－＋H＋，加水稀釋促進電離，A、加水稀釋，促進電離，但c(H＋)降低，故A符合題意；

B、同一種溶液中，物質的量濃度之比等于其物質的量之比，加水稀釋促進電離，H＋的物質的量增大，CH3COOH的物質的量減少，因此該比值增大，故B不符合題意；

C、c(H＋)×c(OH－)=Kw，Kw只受溫度的影響，加水稀釋，水的離子積不變，故C不符合題意；

D、加水稀釋，c(H＋)減小，根據水的離子積不變，則c(OH－)增大，因此該比值增大，故D不符合題意；

（2）醋酸為弱酸，加水稀釋，促進電離，即CH3COOH的電離平衡向右移動；醋酸中加入無水CH3COONa，c(CH3COO－)增大，抑制醋酸的電離，c(H＋)減小，c(CH3COOH)增大，即該比值減��；

（3）醋酸為弱酸，相同pH時，c(CH3COOH)>c(HCl)，等體積兩種酸，消耗等濃度的NaOH，消耗氫氧化鈉的體積關系：V(甲)<V(乙)；

（4）根據電離平衡常數，推出電離出H＋能力大小順序：CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO3－，根據越弱越水解的規(guī)律，結合H＋能力最強的是CO32－，故B正確；根據電離平衡常數，以及電離出H＋能力的強弱順序，該離子反應為HClO＋CO32－=HCO3－＋ClO－；

III.（1）點③加入10mLKOH，溶質為KHC2O4，此時溶液顯酸性，說明HC2O4－的電離程度大于其水解，c(K＋)>c(HC2O4－)>c(H＋)>c(C2O42－)>c(OH－)；

（2）點④加入15mLKOH，溶質為KHC2O4和K2C2O4，此時溶液的體積為25mL，c(K＋)=0.1×15/25mol·L－1=0.06mol·L－1，根據物料守恒，c(C2O42－)＋c(HC2O4－)＋c(H2C2O4)=0.1×10/25mol·L－1=0.04mol·L－1，因此有c(K＋)+c(C2O42－)＋c(HC2O4－)＋c(H2C2O4)=0.1mol·L－1。