Question

17．已知醋酸和鹽酸是日常生活中極為常見的酸，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^-5-10^-9）mol/L；下列方法中，可以使0.10 mol•L?¹CH₃COOH的電離程度增大的是bdf．
a．加入少量0.10 mol•L?¹的稀鹽酸
b．加熱CH₃COOH溶液
c．加入少量冰醋酸
d．加水稀釋至0.010 mol•L?¹
e．加入少量氯化鈉固體
f．加入少量0.10 mol•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)過充分反應后，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），反應的最初速率為：υ（鹽酸）=υ（醋酸）
（3）常溫下，向體積為Va mL pH=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：Va＜Vb；溶液中各離子的濃度按照由大到小排序為c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）＞c（H⁺）=c（OH^-）．
（4）已知：90℃時，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^-來計算，根據(jù)電離平衡移動的影響因素來分析；
（2）生成氫氣的體積取決于電離出的氫離子的量的多少，開始的反應速率取決于開始時氫離子濃度的大��；
（3）醋酸為弱酸，由pH關(guān)系可知醋酸濃度較大，反應呈中性，醋酸體積�。蝗芤猴@中性，說明氫離子和氫氧根的濃度一定相等，醋酸鈉是強堿弱酸鹽，水解顯堿性，根據(jù)電荷守恒來判斷離子濃度大小關(guān)系；
（4）強酸和強堿混合后溶液的氫離子濃度可以根據(jù)中和反應的實質(zhì)來計算．

解答 解：（1）在 pH=5的稀醋酸溶液中，c（H⁺）=10^-5mol/L，c（OH^-）=10^-9mol/L，根據(jù)溶液電荷守恒可知c（H⁺）=c（CH₃COO^-）+c（OH^-），則c（CH₃COO^-）=（10^-5-10^-9）mol/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，故可以使0.10 mol•L?¹CH₃COOH的電離程度增大的是bdf，
故答案為：（10^-5-10^-9）mol/L； bdf；
（2）醋酸是弱酸，隨著它和金屬的反應，電離平衡不斷地向右移動，會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，醋酸和鹽酸的pH均等于3，即開始時氫離子的濃度相等，所以開始時的速率相等，
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^-），溶液中離子濃度大小為：c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）＞c（H⁺）=c（OH^-），
故答案為：＜；c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）＞c（H⁺）=c（OH^-）；
（4）pH=3的鹽酸中c（H⁺）=10^-3mol/L，pH=11的氫氧化鈉溶液中c（OH^-）=$\frac{38×1{0}^{-14}}{1{0}^{-11}}$=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^-）=$\frac{38×1{0}^{-3}-1{0}^{-3}}{2}$=0.0185mol/L，所以c（H⁺）=$\frac{38×1{0}^{-14}}{0.0185}$≈2.05×10^-11（mol/L），
故答案為：2.05×10^-11mol/L．

點評 本題綜合考查離子濃度大小比較以及酸堿混合的計算，側(cè)重于鹽類水解和弱電解質(zhì)電離的考查，題目難度中等，注意結(jié)合電荷守恒解答該題．