(1)已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数:弱酸化学式 HSCN CH3COOH HCN H2CO3 电离平衡常数 1.3×10-1 1.8×10-5 4.9×10-10 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 ①等物质的量浓度的a.CH3COONa.b.NaCN.c.Na2CO3.d.NaHCO3溶液的pH由大到小的顺序为 .②25℃时.将20 mL 0.1 mol� 题目和参考答案——青夏教育精英家教网—

题目内容

（1）已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数：

弱酸化学式	HSCN	CH₃COOH	HCN	H₂CO₃
电离平衡常数	1.3×10^—1	1.8×10^—5	4.9×10^—10	K₁=4.3×10^—7 K₂=5.6×10^—11

①等物质的量浓度的a.CH₃COONa、b.NaCN、c.Na₂CO₃、d.NaHCO₃溶液的pH由大到小的顺序为
（填序号）。
②25℃时，将20 mL 0.1 mol·L^—1CH₃COOH溶液和20 mL 0.1 mol·L^—1HSCN溶液分别与20 mL 0.1 mol·L^—1NaHCO₃溶液混合，实验测得产生的气体体积（V）随时间（t）的变化如图所示：反应初始阶段两种溶液产生CO₂气体的速率存在明显差异的原因是。反应结束后所得两溶液中，c（CH₃COO^—） c（SCN^—）（填“＞”、“＜”或“＝”）

③若保持温度不变，在醋酸溶液中加入少量盐酸，下列量会变小的是______（填序号）。
a. c(CH₃COO^－) b. c(H⁺) c. K_wd. 醋酸电离平衡常数
（2）下图为某温度下，PbS（s）、ZnS（s）、FeS（s）分别在溶液中达到沉淀溶解平衡后，溶液的S^2—浓度、金属阳离子浓度变化情况。如果向三种沉淀中加盐酸，最先溶解的是（填化学式）。向新生成的ZnS浊液中滴入足量含相同浓度的Pb²⁺、Fe²⁺的溶液，振荡后，ZnS沉淀会转化为（填化学式）沉淀。

（3）甲烷燃料电池可以提升能量利用率。下图是利用甲烷燃料电池电解50 mL 2 mol·L^—1的氯化铜溶液的装置示意图：

请回答：
① 甲烷燃料电池的负极反应式是。
② 当线路中有0.1 mol电子通过时，极增重________g

（13分）（1）① c b d a （2分）
②同浓度的HSCN比CH₃COOH酸性强，与NaHCO₃溶液反应快（2分）＜（1分） ③ a（2分）
（2）FeS （1分） PbS （1分）
（3）①CH₄ —8e^— + 2H₂O＝CO₂ + 8H⁺（2分）②b（1分） 3.2（1分）

解析试题分析：（1）①电离平衡常数越小，酸越弱，因此根据电离平衡常数可知，酸性强弱顺序是HSCN＞CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^－。酸越弱，相应的钠盐越容易水解，溶液的pH越大，则等物质的量浓度的a.CH₃COONa、b.NaCN、c.Na₂CO₃、d.NaHCO₃溶液的pH由大到小的顺序为c＞b＞d＞a。
②根据电离常数可知，同浓度的HSCN比CH₃COOH酸性强，所以与NaHCO₃溶液反应快；反应结束后得到的是醋酸钠后NaSCN溶液。由于酸性是HSCN比CH₃COOH酸性强，所以醋酸钠的水解程度强于NaSCN的水解程度，因此溶液中c（CH₃COO^—）＜c（SCN^—）。
③根据图像可知，PbS、ZnS、FeS的溶度积常数依次增大，所以如果向三种沉淀中加盐酸，最先溶解的是FeS。根据溶解平衡可知，沉淀容易向生成更难溶的方向转化，因此向新生成的ZnS浊液中滴入足量含相同浓度的Pb²⁺、Fe²⁺的溶液，振荡后，ZnS沉淀会转化为PbS沉淀。
（3）①原电池中负极失去电子，正极得到电子。因此在该燃料电池中甲烷在负极通入，氧气在正极通入。由于电解质是酸性电解质，所以负极电极反应式是CH₄ —8e^— + 2H₂O＝CO₂ + 8H⁺。
②根据装置图可知，不电极与燃料电池的负极相连，作阴极。溶液中的铜离子在阴极放电，电极反应式是Cu²^＋＋2e^－＝Cu，所以不电极质量增加×64g/mol＝3.2g。
考点：考查弱电解质的电离、盐类水解、溶液中离子浓度大小比较、溶度积常数的应用以及溶解平衡、电化学原理的应用和计算等

练习册系列答案

相关题目

水体中重金属铅的污染问题备受关注。水溶液中铅的存在形态主要有Pb²^＋、Pb(OH)^＋、Pb(OH)₂、Pb(OH)₃^-、Pb(OH)₄^2-，各形态的浓度分数α随溶液pH变化的关系如下图所示：

(1)Pb(NO₃)₂溶液中，________2(填“>”“＝”或“<”)；往该溶液中滴入氯化铵溶液后，增加，可能的原因是________________________________。
(2)往Pb(NO₃)₂溶液中滴入稀NaOH溶液，pH＝8时溶液中存在的阳离子(Na^＋除外)有__________，pH＝9时主要反应的离子方程式为_______________________。
(3)某课题组制备了一种新型脱铅剂，能有效去除水中的痕量铅，实验结果如下表：

离子	Pb²^＋	Ca²^＋	Fe³^＋	Mn²^＋	Cl^－
处理前浓度/(mg·L^－1)	0.100	29.8	0.120	0.087	51.9
处理后浓度/(mg·L^－1)	0.004	22.6	0.040	0.053	49.8

上表中除Pb²^＋外，该脱铅剂对其他离子的去除效果最好的是________。
(4)如果该脱铅剂(用EH表示)脱铅过要发生的反应程中主为：2EH(s)＋Pb²^＋

E₂Pb(s)＋2H^＋则脱铅的最合适pH范围为( )
A．4～5 B．6～7 C．9～10 D．11～12

（1５分）
制烧碱所用盐水需两次精制。第一次精制主要是用沉淀法除去粗盐水中Ca²⁺、Mg²⁺、Fe³⁺、SO₄^2-等离子，过程如下：
Ⅰ. 向粗盐水中加入过量BaCl₂溶液，过滤；
Ⅱ. 向所得滤液中加入过量Na₂CO₃溶液，过滤；
Ⅲ. 滤液用盐酸调节pH，获得一次精制盐水。
（1）过程Ⅰ除去的离子是______。
（2）过程Ⅰ、Ⅱ生成的部分沉淀及其溶解度（20℃/g）如下表：

CaSO₄	Mg₂(OH)₂CO₃	CaCO₃	BaSO₄	BaCO₃
2.6×10^-2	2.5×10^-4	7.8×10^-4	2.4×10^-4	1.7×10^-3

① 检测Fe³⁺是否除尽的方法是______。
② 过程Ⅰ选用BaCl₂而不选用CaCl₂，运用表中数据解释原因______。
③ 除去Mg²⁺的离子方程式是______。
④ 检测Ca²⁺、Mg²⁺、Ba²⁺是否除尽时，只需检测Ba²⁺即可，原因是_____。
（3）第二次精制要除去微量的I^-、IO₃^-、NH₄⁺、Ca²⁺、Mg²⁺，流程示意如下：

① 过程Ⅳ除去的离子是______。
② 盐水b中含有SO₄^2-。Na₂S₂O₃将IO₃^-还原为I₂的离子方程式是______。
③ 过程VI中，在电解槽的阴极区生成NaOH，结合化学平衡原理解释：_______。

已知在室温时，Mg(OH)₂的溶度积K_sp＝5.6×10^－12(mol/L)³，要使0.2mol/lMgSO₄溶液中的Mg²⁺沉淀较为完全[c(Mg²⁺)＜5.6×10^－6mol/L]，则应向溶液中加入NaOH溶液，使溶液的pH最小为多少？

摩尔盐[xFeSO₄·y(NH₄)₂SO₄·zH₂O]是一种重要化工原料。其组成可通过下列实验测定：
①称取1.5680 g样品，准确配成100 mL溶液A。
②量取25.00 mL溶液A，加入盐酸酸化的BaCl₂溶液至沉淀完全，过滤、洗涤，干燥至恒重，得到白色固体0.4660 g。
③再量取25.00 mL溶液A，滴加适量稀硫酸，用0.0200 mol·L^－1KMnO₄溶液滴定至终点，生成Mn²^＋，消耗KMnO₄溶液10.00 mL。
（1）已知室温下BaSO₄的K_sp=1.1×10^－10，欲使溶液中c(SO₄²^－)≤1. 0×10^－5mol·L^－1，应保持溶液中c(Ba²^＋)
≥ mol·L^－1。
（2）③中发生反应的离子方程式为，滴定终点的现象是。
（3）通过计算确定样品的组成（必须写出计算过程）。

工业上为了测定辉铜矿（主要成分是Cu₂S）中Cu₂S的质量分数，设计了如图装置。实验时按如下步骤操作：

A．连接全部仪器，使其成为如图装置，并检查装置的气密性。

B．称取研细的辉铜矿样品1.000g。

C．将称量好的样品小心地放入硬质玻璃管中。

D．以每分钟1L的速率鼓入空气。

E.将硬质玻璃管中的辉铜矿样品加热到一定温度,发生反应为:Cu₂S+O₂=SO₂ +2Cu。
F. 移取25.00ml含SO₂的水溶液于250ml锥形瓶中，用0.0100mol/L KMnO₄标准溶液滴定至终点。按上述操作方法重复滴定2—3次。

试回答下列问题：
（1）装置①的作用是_________________；装置②的作用是____________________。
（2）假定辉铜矿中的硫全部转化为SO₂，并且全部被水吸收，则操作F中所发生反应的化学方程式为，当产生_______________________________的现象时可判断滴定已经达到终点。
（3）若操作F的滴定结果如下表所示，则辉铜矿样品中Cu₂S的质量分数是_________。

滴定次数	待测溶液的体积/mL	标准溶液的体积
滴定次数	待测溶液的体积/mL	滴定前刻度/mL	滴定后刻度/mL
1	25.00	1.04	21.03
2	25.00	1.98	21.99
3	25.00	3.20	21.24

（4）本方案设计中由一个明显的缺陷影响了测定结果（不属于操作失误），你认为是（写一种既可）。
（5）已知在常温下FeS 的 Ksp＝ 6 . 25 × 10 ^－18, H₂S 饱和溶液中 c (H^＋）与 c (S²^－）之间存在如下关系： c² (H^＋) ·c（S²^－) =" 1" . 0×10^－22。在该温度下，将适量 FeS 投入硫化氢饱和溶液中，欲使溶液中c（Fe²⁺）为 lmol/L，应调节溶液的c（H^十）为__________。　　

（14分）碘溶于碘化钾溶液中形成I₃^—，并建立如下平衡：I₃^— I^—+ I₂。实验室可以通过氧化还原滴定法测定平衡时I₃^—的浓度
实验原理：
为了测定平衡时的c(I₃^—) ，可用过量的碘与碘化钾溶液一起摇动，达平衡后取上层清液用标准的Na₂S₂O₃滴定：2 Na₂S₂O₃+ I₂=" 2NaI" + Na₂S₄O₆。
由于溶液中存在I₃^— I^—+ I₂的平衡，所以用硫代硫酸钠溶液滴定，最终测得的是I₂和I₃^—的总浓度，设为c₁，c₁= c(I₂)+c(I₃^—)；c(I₂) 的浓度可用相同温度下，测过量碘与水平衡时溶液中碘的浓度代替，设为c₂，则c(I₂)= c₂，c(I₃^—)=c₁—c₂；
实验内容：
1．用一只干燥的100 mL 碘量瓶和一只250 mL碘量瓶，分别标上1、2号，用量筒取80 mL 0.0100 mol.L^-1KI于1号瓶，取200 mL 蒸馏水于2号瓶，并分别加入0.5 g过量的碘。
2．将两只碘量瓶塞好塞子，振荡30分钟，静置。
3．分别取上层清液20 mL用浓度为c mol/L标准Na₂S₂O₃溶液进行滴定。1号瓶消耗V₁mL Na₂S₂O₃溶液，2号瓶消耗V₂mL Na₂S₂O₃溶液。
4．带入数据计算c(I₃^—)
试回答下列问题
（1）标准Na₂S₂O₃溶液应装入   （填“酸式滴定管”或“碱式滴定管”），原因是   。
（2）碘量瓶在震荡静置时要塞紧塞子，可能的原因是
（3）滴定时向待测液中加入的指示剂是   ，到达滴定终点时的现象为   。
（4）用c 、V₁和V₂表示c(I₃^—)为   mol·L^-1。
（5）若在测定1号瓶时，取上层清液时不小心吸入了少量的I₂固体，则测定的c(I₃^—)   （填“偏大”、“偏小”或“不变”）

实验室用NaOH固体配制0.1 000mol·L^-1NaOH溶液500mL．
（1）用托盘天平称取NaOH固体________g．溶液配制过程用到下列玻璃仪器，按首次使用的先后顺序依次是________ (填仪器选项符号)
A．玻璃棒 B．胶头滴管 C．烧杯 D．500mL容量瓶
（2）用所配制的0.1000mol·L^-1NaOH溶液通过中和滴定测定一元弱酸HA溶液浓度，每次滴定取用的HA溶液均为20.00mL，使用酚酞溶液为指示剂，滴定终点的标志是____________________________。滴定的实验数据记录：

滴定次数	NaOH溶液体积（mL）
滴定次数	V1	V2
1	3.05	44
2	1.45	41.5
3	7.65	47.6

处理以上实验数据，测得该HA溶液物质的量浓度为____________________。
（3）上述中和滴定实验中，以下操作可能导致所测溶液浓度偏高的是__________(填选项符号)
A．滴定管用待装液润洗
B．锥形瓶用待装液润洗
C．滴定前滴定管末端气泡没赶尽
D．滴定前平视观察读数，滴定后俯视观察读数
E．所用的标准液(NaOH溶液)浓度偏高
（4）用pH计测得该HA溶液pH=a，结合上述中和滴定结果可推算实验温度下HA的Ka=________。

金属M和N可构成如图所示的装置.下列分析正确的是

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