题目
题型:不详难度:来源:
醋酸 Ki = 1.75×10-5
碳酸 Ki 1= 4.30×10-7 Ki 2 = 5.61×10-11
亚硫酸 Ki 1= 1.54×10-2 Ki 2 = 1.02×10-7
写出碳酸的第一级电离平衡常数表达式:Ki = _ __
在相同条件下,试比较H2CO3、HCO3-和HSO3-的酸性最强的是
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. w醋酸电离平衡常数 D. 醋酸的电离度
(2)一定温度下的难溶电解质AmBn在水溶液中达到沉淀溶解平衡时,其平衡常数
Ksp=cm(An+)×cn(Bm-),称为难溶电解质的离子积。在25℃时,AgCl的白色悬浊液中,依次加入等浓度的KI溶液和Na2S溶液,观察到的现象是先出现黄色沉淀,最后生成黑色沉淀。
下列叙述不正确的是
A.溶度积小的沉淀可以转化为溶度积更小的沉淀
B.若先加入Na2S溶液,再加入KCl溶液,则无白色沉淀产生
C.25℃时,饱和AgCl、AgI、Ag2S溶液中所含Ag+的浓度相同
D.25℃时,AgCl固体在等物质的量浓度的NaCl、CaCl2溶液中的溶度积相同
(3)常温下,取pH=2的盐酸和醋酸溶液各100mL,向其中分别加入适量的Zn粒,反应过程中两溶液的pH变化如图所示。则图中表示醋酸溶液中pH变化曲线的是 (填“A”或“B”)。
设盐酸中加入的Zn质量为m1, 醋酸溶液中加入的Zn质量为m2。则m1 m2(选填“<”、“=”、“>”)
答案
(3)B,<
解析
试题分析:(1)①写出碳酸第一步电离的电离方程式,根据电离平衡常数的表达式得Ki;②电离平衡常数越大,酸性越强,碳酸的酸性看第一步电离的平衡常数,HSO3-的酸性看亚硫酸的第二步电离的平衡常数Ki2;③加入盐酸,氢离子浓度增大,醋酸的电离平衡向左移动,电离程度减小,醋酸根离子的浓度减小,氢离子的浓度增大,电离平衡常数只与温度有关,故电离平衡常数不变,故选AD;(2)A、难溶的可以转化成更难溶的,故A正确;B、先生成了硫化银沉淀,因氯化银的溶解能力大,故不能转化成氯化银沉淀,故B正确;因三者的Ksp不相同,即溶解能力不相同,故三者的饱和溶液中的银离子的浓度不相同,故C错误;D、溶度积只与温度有关,与在哪种溶液中无关,故在两种溶液中的溶度积相同,故D正确;故选C;(3)开始时两溶液中的氢离子浓度相等,醋酸溶液中还存在醋酸的电离平衡,随着反应的进行,氢离子的消耗,醋酸的电离平衡向右移动,使氢离子的浓度增大,故醋酸溶液中的氢离子浓度减小的慢,故B曲线是醋酸;在pH相等,即开始氢离子浓度相等的条件下,醋酸的物质的量浓度大,故在体积相等的条件下,醋酸消耗的锌多。
核心考点
举一反三
A.Na+、NH4+、NO3-、MnO4- | B.Mg2+、SO42-、K +、Cl- |
C.K +、Cu2+ 、Cl-、Br- | D.Ba2+ 、Na+ 、OH-、HCO3- |
A.H+、Fe2+、Cl-、 NO3- | B.Cl-、Ag+、NO3-、K+ |
C.K+、Ba2+、NO3-、SO42- | D.K+、Cl-、Na+、SO42- |
C+ K2Cr2O7 + H2SO4(稀) CO2↑+ Cr2 (SO4) 3+ + .
(1)此反应的氧化剂是 ,被氧化的元素是 。
(2)完成并配平上述反应的化学方程式。
(3)H2SO4在上述反应中表现出来的性质是 (填选项编号)
A.酸性 | B.氧化性 | C.吸水性 | D.脱水性 |
(5)K2Cr2O7可用于测定亚铁盐的含量,现有FeSO4试样0.4000克,溶解酸化后,用浓度为0.02000mol/L的K2Cr2O7标准溶液滴定,消耗标准溶液20.00mL,则该试样中FeSO4的质量分数为 。
A.Na+、Ba2+、Cl—、NO3— | B.Pb2+、Hg2+、S2—、SO42— |
C.NH4+、H+、S2O32—、PO43— | D.Ca2+、Al3+、Br—、CO32— |
A.某物质的溶液pH <7,则该物质一定是酸或强酸弱碱盐 |
B.用广泛pH试纸测得0.10 mol·L-1 NH4Cl溶液的pH=5. 2 |
C.pH=2的CH3COOH中c(H+)是pH=1的CH3COOH中c(H+)的2倍 |
D.AgCl在相同物质的量浓度的CaCl2和HCl溶液中的Ksp相同 |
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