Question

15．（1）1mol/L的①鹽酸、②醋酸、③硫酸各1L，分別加入足量的鐵．開始反應(yīng)時產(chǎn)生氫氣的速率③＞①＞②，最終收集到的氫氣的物質(zhì)的量③＞①=②；若氫離子濃度相同的①鹽酸、②醋酸、③硫酸各1L，分別加入足量的鐵，開始反應(yīng)時產(chǎn)生氫氣的速率①=②=③，最終收集到的氫氣的物質(zhì)的量②＞①=③．（填序號）
（2）如果在稀氨水中進(jìn)行下列操作，則下列指定微粒濃度如何變化？試用“增大”“減小”“不變”填寫．
①通適量HCl氣體時，c（NH₃）增大，c（H⁺）增大．
②加入少量NaOH固體時，c（NH${\;}_{4}^{+}$）減小，c（OH^-）增大．
（3）某溫度下純水中c（H⁺）=2×10^-7 mol/L，則c（OH^-）=2×10^-7mol/L，若溫度不變，滴入稀鹽酸使c（H⁺）=5×10^-6 mol/L，則此時溶液中的c（OH^-）=8×10^-9mol/L．
（4）用物質(zhì)的量濃度為0.04mol/L的氫氧化鈉溶液去中和H⁺濃度為10^-3mol/L的某一元弱酸溶液20mL，消耗氫氧化鈉溶液12.5mL，則此一元弱酸物質(zhì)的量濃度為0.025mol/L；電離度為4%．

Answer 1

分析 （1）相同體積物質(zhì)的量濃度相同的鹽酸和醋酸最終電離出來的氫離子的物質(zhì)的量相同，硫酸是二元酸，所含氫離子物質(zhì)的量是鹽酸和醋酸的二倍，醋酸是弱酸，氫離子濃度��；
相同體積相同氫離子濃度的三種酸中，醋酸是弱酸，存在電離平衡；
（2）①通入適量HCl，氫離子和氫氧根離子反應(yīng)生成水促進(jìn)NH₃•H₂O電離；
②加入少量NaOH固體，c（OH^-）增大抑制NH₃•H₂O電離；
（3）根據(jù)純水顯中性來解答；在酸溶液、堿溶液、鹽溶液中存在離子積常數(shù)，Kw只隨溫度變化；依據(jù)離子積計算離子濃度；
（4）NaOH溶液滴定H⁺濃度為10^-3mol/L的一元弱酸HA的溶液20mL，達(dá)到終點時消耗NaOH溶液12.5mL，利用c_酸V_酸=c_堿V_堿計算；H⁺濃度為10^-3mol/L的某一元弱酸中c（H⁺）=c（A^-）=c（HA）_電離=10^-3mol/L，進(jìn)而計算一元弱酸的電離度．

解答 解：（1）相同體積物質(zhì)的量濃度相同的鹽酸和醋酸最終電離出來的氫離子的物質(zhì)的量相同，硫酸是二元酸，所含氫離子物質(zhì)的量是鹽酸和醋酸的二倍，開始是氫離子濃度硫酸最大，反應(yīng)速率快，最終生成氫氣，硫酸是鹽酸和醋酸的二倍，鹽酸與醋酸生成氫氣相同；相同體積相同氫離子濃度的三種酸中，醋酸是弱酸，存在電離平衡，鹽酸與硫酸溶液中氫離子濃度和物質(zhì)的量相同，生成氫氣相同，醋酸是弱酸，能夠電離出氫離子，最終生成氫氣最多，
故答案為：③＞①＞②；③＞①=②；①=②=③；②＞①=③；
（2）①通入適量HCl，H⁺和OH^-反應(yīng)生成水促進(jìn)NH₃•H₂O電離，所以溶液中c（OH^-）減小、c（NH₄⁺）增大，溫度不變，水的離子積常數(shù)不變，則c（H⁺）增大，故答案為：增大；增大；
②加入少量NaOH固體，c（OH^-）增大抑制NH₃•H₂O電離，則c（NH₄⁺）減小，故答案為：減小；增大；
（3）某溫度下純水中的C（H⁺）=2×10^-7mol/L，根據(jù)純水顯中性，則此時溶液中的C（OH^-）=2×10^-7mol/L；Kw只隨溫度變化，若溫度不變，Kw不變，即Kw=C（H⁺）×C（OH^-）=4×10^-14，滴入稀鹽酸，使C（H⁺）=5×10^-6mol/L，則C（OH^-）=8×10^-9mol/L，
故答案為：2×10^-7mol/L；8×10^-9mol/L；
（4）NaOH溶液滴定H⁺濃度為10^-3mol/L的一元弱酸HA的溶液20mL，達(dá)到終點時消耗NaOH溶液12.5mL，由c_酸V_酸=c_堿V_堿可知，12.5×10^-3L×0.04mol/L=c_酸×20×10^-3L，解得c_酸=0.025mol/L；
H⁺濃度為10^-3mol/L的某一元弱酸中c（H⁺）=c（A^-）=c（HA）_電離=10^-3mol/L，一元弱酸的電離度為$\frac{c（HA）_{電離}}{c（HA）}$×100%=$\frac{1{0}^{-3}}{0.025}$×100%=4%；
故答案為：0.025mol/L；4%．

點評 本題考查了強弱電解質(zhì)的根本區(qū)別、影響弱電解質(zhì)電離平衡移動的因素、酸堿混合的計算、中和滴定、電離度的計算等，難度不大，注意掌握酸堿混合的計算公式．