Question

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）常溫下，在 pH=5的稀醋酸溶液中，c（CH₃COO^-）=

（10^-5-10^-9）mol/L

（列式，不必化簡）；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）將等質量的鋅投入等體積且pH均等于3的醋酸和鹽酸溶液中，經過充分反應后，發現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：v（鹽酸）

=

v（醋酸）．（填寫“＞”、“＜”或“=”）
（3）常溫下，向體積為V_a mL，pH為3的醋酸溶液中滴加pH=11的NaOH溶液V_b mL至溶液恰好呈中性，則V_a與V_b的關系是：

V_a＜V_b

．
（4）常溫下，將0.1mol/L鹽酸和0.1mol/L醋酸鈉溶液混合，所得溶液為中性，則混合溶液中各離子的濃度按由大到小排序為

c（Na⁺）＞c（CH₃COO^-）＞c（Cl^-）＞c（H⁺）=c（OH^-）

．
（5）已知：90℃時，水的離子積常數為K_w=3.8×10^-13，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^-11

（保留三位有效數字）mol/L．

Answer 1

分析：（1）根據醋酸的電離平衡CH₃COOH?H⁺+CH₃COO^-來計算，根據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小；
（3）醋酸為弱酸，由pH關系可知醋酸濃度較大，反應呈中性，醋酸體積小；
（4）溶液顯中性，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，根據電荷守恒來判斷離子濃度大小關系；
（5）強酸和強堿混合后溶液的氫離子濃度可以根據中和反應的實質來計算．

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、加入堿性物質均能使電離平衡向右移動，
故答案為：（10^-5-10^-9）mol/L； bcf；
（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，應加入堿的體積較小，如等體積的話，溶液呈酸性，所以Vb＞Va，
故答案為：V_a＜V_b；
（4）將0.1mol/L鹽酸和0.1mol/L醋酸鈉溶液混合，反應生成醋酸，如等體積混合物，溶液呈酸性，溶液呈中性，應加入少量鹽酸，生成醋酸，則c（Na⁺）＞c（CH₃COO^-）＞c（Cl^-）溶液恰好呈中性，氫離子和氫氧根的濃度一定相等，c（H⁺）=c（OH^-），則有c（Na⁺）＞c（CH₃COO^-）＞c（Cl^-）＞c（H⁺）=c（OH^-），
故答案為：c（Na⁺）＞c（CH₃COO^-）＞c（Cl^-）＞c（H⁺）=c（OH^-）；
（5）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：2.05×10^-11．

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，側重于鹽類水解和弱電解質電離的考查，題目難度中等，注意結合電荷守恒解答該題．