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章复习　单元大概念
电离常数的应用
1. 判断一元弱酸(或一元弱碱)的相对强弱：常温下，Ka(HF)＞Ka(HClO)；则相同浓度时，酸性：HF＞HClO。
2. 判断多元弱酸(或多元弱碱)的相对强弱：多元弱酸(或多元弱碱)是分步电离的。可以通过比较弱酸的Ka1大小来比较它们电离程度的大小，也可比较酸性的强弱。酸性：H2C2O4＞H3PO4＞CH3COOH＞H2CO3。
3. 根据强酸制弱酸，判断酸与盐的反应能否发生，如已知Ka1(H2C2O4)＞Ka(CH3COOH)＞Ka2(H2C2O4)，故反应CH3COONa＋H2C2O4===NaHC2O4＋CH3COOH能发生。
4. 根据Ka求解Kh，Kh＝。
例　已知25 ℃时，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Ka1(H2CO3)＝4.5×10－7，Ka2(H2CO3)＝4.7×10－11。
①CH3COONa：Kh(CH3COO－)＝＝≈5.7×10－10；
②Na2CO3：Kh(CO)＝＝≈2.1×10－4；
③NaHCO3：Kh(HCO)＝＝≈2.2×10－8。
5. 比较常温下酸式盐(如NaHCO3)电离程度与水解程度，详见第18课时P73。
例　若CH3COOH、CH3COONa混合溶液中的c(CH3COOH)＝c(CH3COO－)，则由Ka＝＝1.75×10－5推知，c(H＋)＝1.75×10－5 mol/L，此时溶液呈酸性，以CH3COOH的电离为主。
弱酸的分布系数图
1. 分布系数图
指以pH为横坐标，分布系数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标，分布系数与溶液pH之间的关系曲线。
2. 利用分布系数图可求出Ka
(1)弱酸分布系数图
举例 一元酸(以CH3COOH为例) 二元酸(以H2C2O4为例) 三元酸(以H3PO4为例)
弱电解质分布系数图 交点可用于判断：Ka＝c(H＋)＝10－4.76 交点可用于判断：Ka1＝c(H＋)＝10－1.2Ka2＝c(H＋)＝10－4.2 交点可用于判断：Ka1＝c(H＋)＝10－2Ka2＝c(H＋)＝10－7.1Ka3＝c(H＋)＝10－12.2
pH变大的实质 横坐标从左往右，pH逐渐变大的实质是向酸中逐渐加碱中和的过程。所以起点含量最高的物质主要存在形式为一元酸、二元酸、三元酸，然后是酸中H＋逐个被消耗的过程
δn δ0为CH3COOH、δ1为CH3COO－ δ0为H2C2O4、δ1为HC2O、δ2为C2O δ0为H3PO4、δ1为H2PO、δ2为HPO、δ3为PO
涉及的离子方程式 pH由0到6反应的离子方程式：CH3COOH＋OH－===CH3COO－＋H2O pH由0到3的离子方程式：H2C2O4＋OH－===HC2O＋H2O；pH由3到6的离子方程式：HC2O＋OH－===C2O＋H2O pH由0到4的离子方程式：H3PO4＋OH－===H2PO＋H2O；　pH由5到10的离子方程式：H2PO＋OH－===HPO＋H2O；　pH由11到14的离子方程式：HPO＋OH－===PO＋H2O
(2)分布曲线的分析方法
例　H2A为二元弱酸。20 ℃时，配制一组c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)＝0.100 mol/LH2A和NaOH的混合溶液，溶液中部分粒子的物质的量浓度随pH的变化曲线如图所示：
原点到Q点发生反应的主要离子方程式：H2A＋OH－===HA－＋H2OQ点后发生反应的主要离子方程式：HA－＋OH－===A2－＋H2O 特别说明：(1) M点：c(H2A)＝c(HA－)≠0.050 mol/LM点之前：c(H2A)>c(HA－)>c(A2－)(2) N点：c(HA－)＝c(A2－)≠0.050 mol/LN点之后：c(H2A)氧化还原滴定
高锰酸钾法 (1) H2O2测定：5H2O2＋2MnO＋6H＋===5O2↑＋2Mn2＋＋8H2O用酸性高锰酸钾溶液滴定H2O2时不需要用指示剂，滴定终点的现象：溶液由无色变为紫红色，且半分钟内不褪色(2) 软锰矿中MnO2含量测定：MnO2＋C2O＋4H＋===Mn2＋＋2CO2↑＋2H2O；2MnO＋5C2O＋16H＋===2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O
重铬酸钾法 用K2Cr2O7法测定铁：Cr2O＋6Fe2＋＋14H＋===2Cr3＋＋6Fe3＋＋7H2O
碘量法 (1) 概念碘量法是以I2的氧化性和I－的还原性为基础的滴定分析方法(2) 分类①直接碘量法(碘滴定法)：用I2标准溶液直接滴定还原性物质。为防止I2的挥发，最好在带塞的碘量瓶中进行。用淀粉溶液作指示剂，滴定终点的现象：溶液由无色变为蓝色，且半分钟内不褪色②间接碘量法(滴定碘法)：将待测氧化性物质与I－反应，定量地析出I2，然后用Na2S2O3标准溶液滴定I2，从而求出氧化性物质的含量如Cr2O＋6I－＋14H＋===3I2＋2Cr3＋＋7H2O,2S2O＋I2===S4O＋2I－。用淀粉溶液作指示剂，滴定终点的现象：溶液由无色变为蓝色，且半分钟内不褪色
1. (2021·广东卷)鸟嘌呤(G)是一种有机弱碱，可与盐酸反应生成盐酸盐(用GHCl表示)。已知：GHCl水溶液呈酸性。下列相关叙述正确的是(　　)
A. 0.001 mol/L GHCl水溶液加水稀释，pH升高
B. 0.001 mol/L GHCl水溶液的pH＝3
C. GHCl在水中的电离方程式：GHCl===G＋HCl
D. GHCl水溶液中：c(OH－)＋ c(Cl－)＝c(GH＋)＋c(G)
2. (2024·广东卷)已知pKa(HF)＝3.2、冰晶石Na3[AlF6]的Ksp为4.0×10－10。某“调pH”步骤中，pH至少应大于________，使溶液中c(F－)>c(HF)，有利于[AlF6]3－配离子及Na3[AlF6]晶体的生成。若“结晶”后溶液中c(Na＋)＝0.10 mol/L，则[AlF6]3－浓度为________ mol/L。
3. (2024·广东卷)在非水溶剂中研究弱酸的电离平衡具有重要科学价值。一定温度下，某研究组通过分光光度法测定了两种一元弱酸HX(X为A或B)在某非水溶剂中的Ka。
a. 选择合适的指示剂HIn，其钾盐为KIn，已知：Ka(HIn)＝3.6×10－20。
b. 向KIn溶液中加入HX，发生反应：In－＋HX??X－＋HIn。KIn起始的物质的量为n0(KIn)，加入HX的物质的量为n(HX)，平衡时，测得随的变化曲线如图。
已知：该溶剂本身不电离，钾盐在该溶剂中完全电离。
(1) 计算Ka(HA)＝________(写出计算过程，结果保留两位有效数字)。
(2) 在该溶剂中，Ka(HB)________Ka(HA)；Ka(HB)________Ka(HIn)(填“>”“<”或“＝”)。
4. (2024·广东卷)(1) 工业锅炉需定期除水垢，其中的硫酸钙用纯碱溶液处理时，发生反应：CaSO4(s)＋CO(aq)??CaCO3(s)＋SO(aq)(Ⅰ)。兴趣小组在实验室探究Na2CO3溶液的浓度对反应(Ⅰ)的反应速率的影响。
①用Na2CO3固体配制溶液，以滴定法测定其浓度。
ⅰ.该过程中用到的仪器有________(填字母)。
A　　 　B　　 　C　　　 D
ⅱ.滴定数据及处理：Na2CO3溶液V0 mL，消耗c1 mol/L盐酸V1 mL(滴定终点时，CO转化为HCO)，则c(Na2CO3)＝________mol/L。
②实验探究：取①中的Na2CO3溶液，按下表配制总体积相同的系列溶液，分别加入m1 g硫酸钙固体，反应t1 min后，过滤，取V0 mL滤液，用c1 mol/L盐酸参照①进行滴定。记录的部分数据如下表(忽略CO水解的影响)。
序号 V(Na2CO3)/mL V(H2O)/mL V(滤液)/mL V消耗(盐酸)/mL
a 100.0 0 V0 V1
b 80.0 x V0 V1
则x＝________，测得的平均反应速率之比va∶vb＝________。
(2) 兴趣小组继续探究反应(Ⅰ)平衡的建立，进行实验。
①初步实验　将1.00 g硫酸钙(摩尔质量为136 g/mol)加入100.0 mL 0.100 mol/L Na2CO3溶液中，在25 ℃和搅拌条件下，利用pH计测得体系的pH随时间的变化曲线如图。
②分析讨论　甲同学根据t2 min后pH不改变，认为反应(Ⅰ)已达到平衡；乙同学认为证据不足，并提出如下假设：
假设1　硫酸钙固体已完全消耗；
假设2　硫酸钙固体有剩余，但被碳酸钙沉淀包裹。
③验证假设　乙同学设计如下方案，进行实验。
步骤 现象
ⅰ.将①实验中的反应混合物进行固液分离 —
ⅱ.取少量分离出的沉淀置于试管中，滴加________ ________，沉淀完全溶解
ⅲ.继续向ⅱ的试管中滴加________ 无白色沉淀生成
④实验小结　假设1成立，假设2不成立。实验①中反应(Ⅰ)平衡未建立。
⑤优化方案、建立平衡　写出优化的实验方案，并给出反应(Ⅰ)平衡已建立的判断依据：_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
5. (2023·广东卷)盐酸浓度的测定：移取20.00 mL待测液，加入指示剂，用0.500 0 mol/L NaOH溶液滴定至终点，消耗NaOH溶液22.00 mL。
(1) 上述滴定操作用到的仪器有________。
A　　 B　　 C　　 D
(2) 该盐酸浓度为________mol/L。
6. (2022·广东卷)食醋是烹饪美食的调味品，有效成分主要为醋酸(用HAc表示)。HAc的应用与其电离平衡密切相关。25 ℃时，HAc的Ka＝1.75×10－5＝10－4.76。
(1) 配制250 mL 0.1 mol/L的HAc溶液，需5 mol/L HAc溶液的体积为________mL。
(2) 下列关于250 mL容量瓶的操作，正确的是________(填字母)。
A　　 B　　 C　　 D
(3) 某小组研究25 ℃下HAc电离平衡的影响因素。
提出假设　稀释HAc溶液或改变Ac－浓度，HAc电离平衡会发生移动。
设计方案并完成实验　用浓度均为0.1 mol/LHAc和NaAc溶液，按下表配制总体积相同的系列溶液；测定pH，记录数据。
序号 V(HAc)/mL V(NaAc)/mL V(H2O)/mL n(NaAc)∶n(HAc) pH
Ⅰ 40.00 / / 0 2.86
Ⅱ 4.00 / 36.00 0 3.36
…
Ⅶ 4.00 a b 3∶4 4.53
Ⅷ 4.00 4.00 32.00 1∶1 4.65
①据表补充数据：a＝____，b＝____。
②由实验Ⅰ、Ⅱ可知，稀释HAc溶液，电离平衡________(填“正”或“逆”)向移动；结合表中数据，给出判断理由：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
③由实验Ⅱ～Ⅷ可知，增大Ac－浓度，HAc电离平衡逆向移动。实验结论假设成立。
(4) 小组分析上表数据发现：随着的增加，c(H＋)的值逐渐接近HAc的Ka。
查阅资料　一定条件下，按＝1配制的溶液中，c(H＋)的值等于HAc的Ka。
对比数据发现，实验Ⅷ中pH＝4.65与资料数据Ka＝10－4.76存在一定差异；推测可能由物质浓度准确程度不够引起，故先准确测定HAc溶液的浓度再验证。
①移取20.00 mL HAc溶液，加入2滴酚酞溶液，用0.100 0 mol/L NaOH溶液滴定至终点，消耗体积为22.08 mL，则该HAc溶液的浓度为________mol/L。在图中，画出上述过程的滴定曲线示意图并标注滴定终点。
②用上述HAc溶液和0.100 0 mol/L NaOH溶液，配制等物质的量的HAc与NaAc混合溶液，测定pH，结果与资料数据相符。
(5) 小组进一步提出：如果只有浓度均约为0.1 mol/L的HAc和NaOH溶液，如何准确测定HAc的Ka？小组同学设计方案并进行实验。请完成下表中Ⅱ的内容。
Ⅰ 移取20.00 mL HAc溶液，用NaOH溶液滴定至终点，消耗NaOH溶液V1 mL
Ⅱ _______________________________________________________________________________________________________________________________________________，测得溶液的pH为4.76
实验总结　得到的结果与资料数据相符，方案可行。
(6) 根据Ka可以判断弱酸的酸性强弱。写出一种无机弱酸及其用途：______________________________ ________________________________________________________________________________________。
章复习　单元大概念
高考能力
1. A　【解析】GHCl是强酸弱碱盐，弱碱阳离子水解使溶液显酸性，加水稀释，酸性减弱，pH升高，A正确；由0.001 mol/L HCl溶液的pH＝3知，0.001 mol/L GHCl水溶液的pH不可能为3，B错误；GHCl在水中电离应该生成带电的离子，电离方程式为GHCl===GH＋＋Cl－，C错误；由元素质量守恒知，GHCl 水溶液中存在：c(Cl－)＝c(GH＋)＋c(G)，D错误。
2. 3.2　4.0×10－7
【解析】由pKa(HF)＝3.2，Ka(HF)＝＝10－3.2，为了使溶液中c(F－)>c(HF)，c(H＋)＝×10－3.2<10－3.2 mol/L，故pH至少应大于3.2，有利于[AlF6]3－配离子及Na3[AlF6]晶体的生成，若“结晶”后溶液中c(Na＋)＝0.10 mol/L，根据Na3[AlF6](冰晶石)的Ksp为4.0×10－10，[AlF6]3－浓度为＝ mol/L＝4.0×10－7 mol/L。
3. (1) 4.0×10－21(计算过程见解析)　(2) ＞　＞
【解析】(1) 由变化曲线图可知，当＝1.0时，＝3.0，设初始c0(KIn)＝c0 mol/L，则初始c(HX)＝c0 mol/L，转化的物质的量浓度为x mol/L，可列出三段式如下：
,In－,＋,HX,??,X－,＋,HIn,起始浓度/(mol/L),c0,,c0,,0,,0,转化浓度/(mol/L),x,,x,,x,,x,平衡浓度/(mol/L),c0－x,,c0－x,,x,,x)
由＝3.0，即＝3.0，解得x＝0.25c0，则该反应的平衡常数为K1＝＝＝＝＝，解得Ka(HA)＝4.0×10－21。
(2) 根据图像可知，当＝1.0时，设此时转化的物质的量浓度为y mol/L，可列出三段式如下：
,In－,＋,HX,??,X－,＋,HIn,起始浓度/(mol/L),c0,,c0,,0,,0,转化浓度/(mol/L),y,,y,,y,,y,平衡浓度/(mol/L),c0－y,,c0－y,,y,,y)
此时＜1.0，即＜1.0，则y＞0.5c0，则平衡常数K2＝＞K1，则Ka(HB)＞Ka(HA)；由于y＞0.5c0，则K2＝＞1，Ka(HB)＞Ka(HIn)。
4. (1) ①ⅰ.BD　ⅱ.　②20.0　6∶5
(2) ③ⅱ.过量稀盐酸　有气体产生　ⅲ.BaCl2溶液　⑤将最少1.36 g硫酸钙加入100.0 mL 0.100 mol/L Na2CO3溶液中，在25 ℃和搅拌条件下，利用pH计测得体系的pH，当pH不变时，加入Na2SO4固体，若pH值变大，说明反应Ⅰ平衡已建立
【解析】(1) ①用Na2CO3固体配制溶液，以滴定法测定其浓度，该过程用到下列仪器中的烧杯、酸式滴定管，故选BD；根据离子方程式：CO＋H＋===HCO可知，c(Na2CO3)＝＝mol/L。②总体积应相同，x为20.0 mL；a中消耗的盐酸体积为，即Δc(Na2CO3)＝－＝mol/L，同理可得，b中Δc(Na2CO3)＝×－＝，由于v＝，va∶vb＝：＝6∶5。(2) 由结论假设1成立，假设2不成立，说明①实验中的沉淀均为CaCO3，要验证沉淀中无CaSO4，可酸溶后滴加BaCl2将①实验中的反应混合物进行固液分离后，取少量分离出的沉淀置于试管中，滴加过量稀盐酸，有气体产生，沉淀完全溶解，继续滴加BaCl2溶液，无白色沉淀生成，说明沉淀均为CaCO3，无CaSO4；由反应CaSO4(s)＋CO(aq)??CaCO3(s)＋SO(aq)可知，假设正反应100%进行，n(CaSO4)＝n(CO)＝0.100 mol/L×0.1 L＝0.01 mol，质量为0.01 mol×136 g/mol＝1.36 g。
5. (1) AD　(2) 0.550 0
6. (1) 5.0　(2) C　(3) ①3.00　33.00　②正　实验Ⅱ相较于实验Ⅰ，醋酸溶液稀释了10倍，而实验Ⅱ的pH增大值小于1　(4) ①0.110 4　
(5) 向滴定后的混合液中加入20 mL HAc溶液　(6) HClO：漂白剂和消毒液(答案合理即可)(共33张PPT)
第三章
单元大概念
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单元整合
1. 判断一元弱酸(或一元弱碱)的相对强弱：常温下，Ka(HF)＞Ka(HClO)；则相同浓度时，酸性：HF＞HClO。
2. 判断多元弱酸(或多元弱碱)的相对强弱：多元弱酸(或多元弱碱)是分步电离的。可以通过比较弱酸的Ka1大小来比较它们电离程度的大小，也可比较酸性的强弱。酸性：H2C2O4＞H3PO4＞CH3COOH＞H2CO3。
3. 根据强酸制弱酸，判断酸与盐的反应能否发生，如已知Ka1(H2C2O4)＞Ka(CH3COOH)＞Ka2(H2C2O4)，故反应CH3COONa＋H2C2O4===NaHC2O4＋CH3COOH能发生。
电离常数的应用
1
例　已知25 ℃时，Ka(CH3COOH)＝1.75×10－5，Ka1(H2CO3)＝4.5×10－7，Ka2(H2CO3)＝4.7×10－11。
5. 比较常温下酸式盐(如NaHCO3)电离程度与水解程度，详见第18课时P73。
1. 分布系数图
指以pH为横坐标，分布系数(即组分的平衡浓度占总浓度的分数)为纵坐标，分布系数与溶液pH之间的关系曲线。
2. 利用分布系数图可求出Ka
(1) 弱酸分布系数图
弱酸的分布系数图
2
举例 一元酸 (以CH3COOH为例) 二元酸 (以H2C2O4为例) 三元酸
(以H3PO4为例)
弱电解 质分布 系数图 交点可用于判断： Ka＝c(H＋)＝10－4.76 交点可用于判断： Ka1＝c(H＋)＝10－1.2 Ka2＝c(H＋)＝10－4.2
交点可用于判断：
Ka1＝c(H＋)＝10－2
Ka2＝c(H＋)＝10－7.1
Ka3＝c(H＋)＝10－12.2
(2) 分布曲线的分析方法
例　H2A为二元弱酸。20 ℃时，配制一组c(H2A)＋c(HA－)＋c(A2－)＝0.100 mol/L H2A和NaOH的混合溶液，溶液中部分粒子的物质的量浓度随pH的变化曲线如图所示：
原点到Q点发生反应的主要离子方程式： H2A＋OH－===HA－＋H2O Q点后发生反应的主要离子方程式： HA－＋OH－===A2－＋H2O 特别说明：
(1) M点：c(H2A)＝c(HA－)≠0.050 mol/L
M点之前：c(H2A)>c(HA－)>c(A2－)
(2) N点：c(HA－)＝c(A2－)≠0.050 mol/L
N点之后：c(H2A)(3) P点：c(H2A)＝c(A2－)≠0.050 mol/L
c(H2A)＋c(A2－)氧化还原滴定
3
高考能力
1. (2021·广东卷)鸟嘌呤(G)是一种有机弱碱，可与盐酸反应生成盐酸盐(用GHCl表示)。已知：GHCl水溶液呈酸性。下列相关叙述正确的是(　　)
A. 0.001 mol/L GHCl水溶液加水稀释，pH升高
B. 0.001 mol/L GHCl水溶液的pH＝3
C. GHCl在水中的电离方程式：GHCl===G＋HCl
D. GHCl水溶液中：c(OH－)＋ c(Cl－)＝c(GH＋)＋c(G)
A
【解析】 GHCl是强酸弱碱盐，弱碱阳离子水解使溶液显酸性，加水稀释，酸性减弱，pH升高，A正确；由0.001 mol/L HCl溶液的pH＝3知，0.001 mol/L GHCl水溶液的pH不可能为3，B错误；GHCl在水中电离应该生成带电的离子，电离方程式为GHCl===GH＋＋Cl－，C错误；由元素质量守恒知，GHCl 水溶液中存在：c(Cl－)＝c(GH＋)＋c(G)，D错误。
2. (2024·广东卷)已知pKa(HF)＝3.2、冰晶石Na3[AlF6]的Ksp为4.0×10－10。某“调pH”步骤中，pH至少应大于_________，使溶液中c(F－)>c(HF)，有利于[AlF6]3－配离子及Na3[AlF6]晶体的生成。若“结晶”后溶液中c(Na＋)＝0.10 mol/L，则[AlF6]3－浓度为________________mol/L。
3.2
4.0×10－7
3. (2024·广东卷)在非水溶剂中研究弱酸的电离平衡具有重要科学价值。一定温度下，某研究组通过分光光度法测定了两种一元弱酸HX(X为A或B)在某非水溶剂中的Ka。
a. 选择合适的指示剂HIn，其钾盐为KIn，已知：Ka(HIn)＝3.6×10－20。
已知：该溶剂本身不电离，钾盐在该溶剂中完全电离。
(1) 计算Ka(HA)＝________________________________(写出计算过程，结果保留两位有效数字)。
(2) 在该溶剂中，Ka(HB)_____Ka(HA)；Ka(HB)_____Ka(HIn)(填“>”“<”或“＝”)。
4.0×10－21(计算过程见解析)
>
>
①用Na2CO3固体配制溶液，以滴定法测定其浓度。
ⅰ.该过程中用到的仪器有______(填字母)。
　　　　　　　　　A　　 　　B　　 　　C　　 　　D
BD
20.0
6∶5
(2) 兴趣小组继续探究反应(Ⅰ)平衡的建立，进行实验。
①初步实验　将1.00 g硫酸钙(摩尔质量为136 g/mol)加入100.0 mL 0.100 mol/L Na2CO3溶液中，在25 ℃和搅拌条件下，利用pH计测得体系的pH随时间的变化曲线如图。
②分析讨论　甲同学根据t2 min后pH不改变，认为反应(Ⅰ)已达到平衡；乙同学认为证据不足，并提出如下假设：
假设1　硫酸钙固体已完全消耗；
假设2　硫酸钙固体有剩余，但被碳酸钙沉淀包裹。
③验证假设　乙同学设计如下方案，进行实验。
步骤 现象
ⅰ.将①实验中的反应混合物进行固液分离 —
ⅱ.取少量分离出的沉淀置于试管中，滴加_______________ _______________，沉淀完全溶解
ⅲ.继续向ⅱ的试管中滴加_________________ 无白色沉淀生成
④实验小结　假设1成立，假设2不成立。实验①中反应(Ⅰ)平衡未建立。
⑤优化方案、建立平衡　写出优化的实验方案，并给出反应(Ⅰ)平衡已建立的判断依据：______________________________________________________________　______________________________________________________________________________________________________________________________________________。
过量稀盐酸
有气体产生
BaCl2溶液
　　　　　将最少1.36 g硫酸钙加入100.0 mL 0.100 mol/L Na2CO3溶液中，在25 ℃和搅拌条件下，利用pH计测得体系的pH，当pH不变时，加入Na2SO4固体，若pH值变大，说明反应Ⅰ平衡已建立
5. (2023·广东卷)盐酸浓度的测定：移取20.00 mL待测液，加入指示剂，用0.500 0 mol/L NaOH溶液滴定至终点，消耗NaOH溶液22.00 mL。
(1) 上述滴定操作用到的仪器有______。
A　　 　　B　　 　　C　　 　　　D
(2) 该盐酸浓度为_____________ mol/L。
AD
0.550 0
6. (2022·广东卷)食醋是烹饪美食的调味品，有效成分主要为醋酸(用HAc表示)。HAc的应用与其电离平衡密切相关。25 ℃时，HAc的Ka＝1.75×10－5＝　　　10－4.76。
(1) 配制250 mL 0.1 mol/L的HAc溶液，需5 mol/L HAc溶液的体积为_________ mL。
(2) 下列关于250 mL容量瓶的操作，正确的是___(填字母)。
A
B
C
D
5.0
C
(3) 某小组研究25 ℃下HAc电离平衡的影响因素。
提出假设　稀释HAc溶液或改变Ac－浓度，HAc电离平衡会发生移动。
设计方案并完成实验　用浓度均为0.1 mol/L HAc和NaAc溶液，按下表配制总体积相同的系列溶液；测定pH，记录数据。
序号 V(HAc)/mL V(NaAc)/mL V(H2O)/mL n(NaAc)∶n(HAc) pH
Ⅰ 40.00 / / 0 2.86
Ⅱ 4.00 / 36.00 0 3.36
…
Ⅶ 4.00 a b 3∶4 4.53
Ⅷ 4.00 4.00 32.00 1∶1 4.65
①据表补充数据：a＝_______，b＝_________。
②由实验Ⅰ、Ⅱ可知，稀释HAc溶液，电离平衡___(填“正”或“逆”)向移动；结合表中数据，给出判断理由：________________________________________ ______________________________________。
③由实验Ⅱ～Ⅷ可知，增大Ac－浓度，HAc电离平衡逆向移动。实验结论假设成立。
3.00
3.00
正
　　　　　　　　　　　　　　　　实验Ⅱ相较于实验Ⅰ，醋酸溶液稀释了10倍，而实验Ⅱ的pH增大值小于1
对比数据发现，实验Ⅷ中pH＝4.65与资料数据Ka＝10－4.76存在一定差异；推测可能由物质浓度准确程度不够引起，故先准确测定HAc溶液的浓度再验证。
①移取20.00 mL HAc溶液，加入2滴酚酞溶液，用0.100 0 mol/L NaOH溶液滴定至终点，消耗体积为22.08 mL，则该HAc溶液的浓度为__________mol/L。在图中，画出上述过程的滴定曲线示意图并标注滴定终点。
②用上述HAc溶液和0.100 0 mol/L NaOH溶液，配制等物质的量的HAc与NaAc混合溶液，测定pH，结果与资料数据相符。
0.110 4
(5) 小组进一步提出：如果只有浓度均约为0.1 mol/L的HAc和NaOH溶液，如何准确测定HAc的Ka？小组同学设计方案并进行实验。请完成下表中Ⅱ的内容。
Ⅰ 移取20.00 mL HAc溶液，用NaOH溶液滴定至终点，消耗NaOH溶液V1 mL
Ⅱ __________________________________________，测得溶液的pH为4.76
实验总结　得到的结果与资料数据相符，方案可行。
(6) 根据Ka可以判断弱酸的酸性强弱。写出一种无机弱酸及其用途：_________________________________________。
向滴定后的混合液中加入20 mL HAc溶液
HClO：漂白剂和消毒液(答案合理即可)
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