Question

【題目】現(xiàn)有室溫下濃度均為0.01mol/L的幾種溶液：①鹽酸 ②醋酸③氨水④ NaOH溶液�；卮鹣铝袉栴}：

(1)②的電離方程式為________ ； ③，④中水的電離程度較大的是______

(2)室溫下，溶液①中由水電離產(chǎn)生c(H+)=______；當溫度升高到100攝氏度時，(Kw=1×10-12)溶液④的pH= ______

(3)將①、③等體積混合，所得溶液呈______ (填酸，堿或中)性。

(4)將②、④等體積混合后，若溶液呈中性，則消耗兩溶液的體積為②_____ ④(填“>”、“<”或“=”)

(5)室溫時，若用標準溶液①滴定④，滴定過程中，需要加入_______作指示劑，滴定終點的判斷方法是_________。

Answer 1

【答案】CH3COOHCH3COO-＋H+ ④ 1.0×10-12mol/L 10 酸性 ＞ 酚酞 溶液由無色變?yōu)闇\紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色，說明反應達到終點

【解析】

(1)醋酸為弱酸，應用可逆符號連接，NaOH為強堿，對水的電離程度抑制較大；

(2) 利用Kw=c(H+)c(OH-)計算即可；

(3)生成物為強酸弱堿鹽，為酸性溶液；

(4)若二者剛好反應完全，溶液呈堿性，實際呈中性，則酸過量；

(5)待測液呈堿性，用酚酞作指示劑。

(1)醋酸為弱酸，應用可逆符號連接，電離方程式為CH3COOHCH3COO-＋H+；氨水是弱堿，NaOH為強堿，對水的電離都有抑制作用，濃度均為0.01mol/L，NaOH溶液中氫氧根離子濃度大，對水的電離程度抑制較大，故答案為④；

(2) 鹽酸為強酸，溶液中完全電離，濃度為0.01mol/L，則電離出的c(H+)=0.01mol/L；濃度為0.01mol/LNaOH溶液中氫氧根離子濃度0.01mol/L，100攝氏度時，根據(jù)Kw=c(H+)c(OH-)，則c(H+)=，則pH=10；

(3)將等體積的①、③混合是鹽酸和氨水恰好完全反應生成氯化銨溶液，銨根離子水解，離子方程式為：NH4++H2ONH3H2O+H+，溶液顯酸性；

(4)將②醋酸、④NaOH溶液若等體積混合生成的醋酸鈉為強堿弱酸鹽，溶液顯堿性，若溶液呈中性，酸應略微過量，則消耗兩溶液的體積②＞④；

(5)室溫時，若用標準鹽酸溶液滴定NaOH溶液，待測液呈堿性，用酚酞作指示劑；滴定終點的判斷方法是：加入最后一滴鹽酸標準液，溶液由無色變?yōu)闇\紅色，且半分鐘內(nèi)不褪色，說明反應達到終點。