题目内容
【题目】下列有关平衡常数K的说法正确的是
A. 已知碳酸: K1=4.4×10-7,K2=4.7×10-11,次氯酸: K1=2.98×10-8，碳酸钠溶液中滴加少量氯水的离子方程式为: CO32-+Cl2+H2O=HCO3-+Cl-+HClO
B. 1.0mol/LNH4HCO3溶液pH=8.0。由此可知Ka1(H2CO3)> Kb(NH3·H2O)>Ka2(H2CO3)
C. 常温下电离常数为Ka 的酸HA溶液中c(H+)= 
D. 将0.1mol/LMgSO4溶液滴入NaOH 溶液中至不再有沉淀产生，再滴加0.1mo/LCuSO4溶液，白色沉淀变为蓝色沉淀，可得出Ksp[Cu(OH)2]sp[Mg(OH)2]
【答案】D
【解析】已知碳酸:K1=4.4×10-7,K2=4.7×10-11,次氯酸:K1=2.98×10-8，碳酸钠溶液中滴加少量氯水的离子方程式为:2CO32-+Cl2+H2O=2HCO3-+Cl-+ClO-，故A错误；越弱越水解，1.0mol/LNH4HCO3溶液pH=8.0。由此可知Kb(NH3·H2O)>Ka1(H2CO3)> Ka2(H2CO3)，故B错误；常温下电离常数为Ka的酸HA溶液中c(H+)= 
，故C错误；一种沉淀容易转化为比它更难溶的沉淀，将0.1mol/LMgSO4溶液滴入NaOH溶液中至不再有沉淀产生，再滴加0.1mo/LCuSO4溶液，白色沉淀变为蓝色沉淀，可得出Ksp[Cu(OH)2]<Ksp[Mg(OH)2]，故D正确。
【题目】某实验小组设计实验，利用酸性KMnO4溶液与H2C2O4溶液反应，测定溶液紫色消失所需时间的方法，研究浓度对反应速率的影响。供选择的实验药品有：0.01mol·L－1酸性KMnO4溶液、0.1mol·L－1酸性KMnO4溶液、0.1mol·L－1H2C2O4溶液、0.2mol·L－1H2C2O4溶液。
（1）H2C2O4溶液与酸性KMnO4溶液反应的化学方程式为____________________________。
（2）请完成以下实验设计表。
实验 | 酸性KMnO4溶液 | H2C2O4溶液 | 褪色 时间/s | ||
c/(mol·L－1) | V/mL | c/(mol·L－1) | V/mL | ||
甲 | 0.01 | 4 | 0.1 | 2 | t1 |
乙 | a | 4 | b | 2 | t2 |
①表中a=________、b=________；
②甲组实验KMnO4的平均反应速率是：____________（用含t1的式子表示）。
（3）测得某次实验（恒温）时，溶液中Mn2+物质的量与时间关系如图。请解释n(Mn2+)在反应起始时变化不大、一段时间后快速增大的原因：______。
