Question

已知醋酸和鹽酸是日常生活中極為常見(jiàn)的酸，在一定條件下，CH₃COOH溶液中存在電離平衡：CH₃COOH?CH₃COO^-+H⁺△H＞0．
（1）常溫常壓下，在 pH=5的稀醋酸溶液中，c（CH₃COO^-）=

10^-5mol/L

；下列方法中，可以使0.10mol?L^-1 CH₃COOH的電離程度增大的是

bcf

?
a．加入少量0.10mol?L^-1的稀鹽酸        b．加熱CH₃COOH溶液
c．加水稀釋至0.010mol?L^-1             d．加入少量冰醋酸
e．加入少量氯化鈉固體                    f．加入少量0.10mol?L^-1的NaOH溶液
（2）將等質(zhì)量的鋅投入等體積且pH均等于3的醋酸和鹽酸溶液中，經(jīng)過(guò)充分反應(yīng)后，發(fā)現(xiàn)只在一種溶液中有鋅粉剩余，則生成氫氣的體積：V_鹽酸

＜

V_醋酸，反應(yīng)的最初速率為：υ_鹽酸

=

υ_醋酸．
（3）常溫下，向體積為Va mL，pH為3的醋酸溶液中滴加pH=11的NaOH溶液Vb mL至溶液恰好呈中性，則Va與Vb的關(guān)系是：

Vb＞Va

；溶液中各離子的濃度按照由大到小排序?yàn)?!--BA-->

c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）＞c（H⁺）=c（OH^-）

．已知：90℃時(shí)，水的離子積常數(shù)為Kw=38×10^-14，在此溫度下，將pH=3的鹽酸和pH=11的氫氧化鈉溶液等體積混合，則混合溶液中的c（H⁺）=

2.05×10^-11mol/L

（保留三位有效數(shù)字）．

Answer 1

分析：（1）根據(jù)醋酸的電離平衡CH₃COOH?H⁺+CH₃COO^-來(lái)計(jì)算，根據(jù)電離平衡移動(dòng)的影響因素來(lái)分析；
（2）生成氫氣的體積取決于電離出的氫離子的量的多少，開始的反應(yīng)速率取決于開始時(shí)氫離子濃度的大��；
（3）溶液顯中性，說(shuō)明氫離子和氫氧根的濃度一定相等，醋酸鈉是強(qiáng)堿弱酸鹽，水解顯堿性，根據(jù)電荷守恒來(lái)判斷離子濃度大小關(guān)系；
（4）強(qiáng)酸和強(qiáng)堿混合后溶液的氫離子濃度可以根據(jù)中和反應(yīng)的實(shí)質(zhì)來(lái)計(jì)算．

解答：解：（1）在 pH=5的稀醋酸溶液中，c（H⁺）=10^-5mol/L，根據(jù)醋酸的電離平衡方程式CH₃COOH?H⁺+CH₃COO^-可以看出，c（CH₃COO^-）=c（H⁺）=10^-5mol/L，加熱、加水稀釋、加入堿性物質(zhì)均能使電離平衡向右移動(dòng)，故答案為：10^-5mol/L；bcf；
（2）醋酸是弱酸，隨著它和金屬的反應(yīng)，電離平衡不斷地向右移動(dòng)，會(huì)電離出更多的氫離子，所以醋酸產(chǎn)生的氫氣體積較大，開始時(shí)，醋酸和鹽酸的pH均等于3，即開始時(shí)氫離子的濃度相等，所以開始時(shí)的速率相等，故答案為：＜；=；
（3）醋酸溶液是弱酸，pH為3的醋酸溶液中，醋酸的濃度大于10^-3mol/L，pH=11的NaOH溶液濃度等于10^-3mol/L，最后溶液恰好呈中性，說(shuō)明堿多，所以Vb＞Va，溶液恰好呈中性，氫離子和氫氧根的濃度一定相等，根據(jù)電荷守恒c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（CH₃COO^-），所以c（Na⁺）=c（CH₃COO^-），pH=3的鹽酸中c（H⁺）=10^-3mol/L，pH=11的氫氧化鈉溶液中c（OH^-）=

38×10-14

10-11

=38×10^-3mol/L，混合后：H⁺+OH^-=H₂O，所以堿剩余，剩余的氫氧根的濃度為c（OH^-）=

38×10-3- 10-3

2

=0.0185mol/L，所以c（H⁺）=

38×10-14

0.0185

≈2.05×10^-11（mol/L），故答案為：Vb＞Va；c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）＞c（H⁺）=c（OH^-）；2.05×10^-11mol/L．

點(diǎn)評(píng)：本題考查學(xué)生有關(guān)弱電解質(zhì)的電離和離子濃度大小比較的知識(shí)，是一道綜合知識(shí)題目，難度較大．