Question

【題目】(1)結合表中給出的電離平衡常數回答下列問題：

酸或堿	CH3COOH	HNO2	HCN	HClO
電離平衡常數(Ka或Kb)	1.8×10-5	4.6×10-4	5×10-10	3×10-8

①上述四種酸中，酸性最弱、最強的酸分別是_______、_______（用化學式表示）。

②下列能使醋酸溶液中CH3COOH的電離程度增大，而電離平衡常數不變的操作是____（填序號）。

A.升高溫度 B.加水稀釋 C．加少量的CH3COONa固體

D．加少量冰醋酸 E．加氫氧化鈉固體

③依上表數據判斷醋酸和次氯酸鈉溶液能否反應，如果不能反應說出理由，如果能發生反應請寫出相應的離子方程式___________________________________。

(2) 某學習小組利用酸性KMnO4和H2C2O4反應來探究“外界條件對化學反應速率的影響”。 實驗時，先分別量取KMnO4酸性溶液、H2C2O4溶液，然后倒入大試管中迅速振蕩混合均勻，開始計時，通過測定褪色所需時間來判斷反應的快慢。

①已知草酸H2C2O4是一種二元弱酸，寫出草酸的電離方程式__________、___________。酸性KMnO4溶液和H2C2O4溶液反應的離子方程式為：_____________________________

某同學設計了如下實驗

實驗編號	H2C2O4溶液		KMnO4溶液		溫度/℃
	濃度（mol/L）	體積（mL）	濃度（mol/L）	體積（mL）
a	0.10	2.0	0.010	4.0	25
b	0.20	2.0	0.010	4.0	25
c	0.20	2.0	0.010	4.0	50

②探究濃度對化學反應速率影響的組合實驗編號是__________，可探究溫度對化學反應速率影響的實驗編號是__________。

③實驗a測得混合后溶液褪色的時間為40 s，忽略混合前后體積的微小變化，則這段時間內的平均反應速率v(KMnO4)=______ mol·L－1·min－1。

④在實驗中，草酸(H2C2O4)溶液與KMnO4酸性溶液反應時，褪色總是先慢后快，其可能的原因是___________________________________

Answer 1

【答案】HCNHNO2 BECH3COOH + ClO－= HClO + CH3COO－H2C2O4 H+ + HC2O4－ HC2O4－ H+ + C2O42－2MnO4 -+5H2C2O4+6H+=2Mn2++10CO2↑+8H2Oa和bb和c0.01mol·L－1·min－1反應生成的Mn2+對該反應有催化作用

【解析】

（1）①對于一元弱酸，電離平衡常數越大則酸性越強，反之則酸性越弱，HCN的電離平衡常數最小，則酸性最弱；HNO2的電離平衡常數最大，則酸性最強；故答案為：HCN、HNO2；

②A.升高溫度，電離程度增大，電離平衡常數增大；B．加水稀釋，電離程度增大，電離平衡常數不變；C．加少量的CH3COONa固體，電離出的醋酸根對醋酸的電離平衡起抑制作用，電離程度減小，電離平衡常數不變；D．加少量冰醋酸，則醋酸濃度增大，則電離程度減小，平衡常數不變；E．加氫氧化鈉固體，使溶液中氫離子濃度減少，電離平衡正向移動，電離子程度增大；綜上所述，答案為：BE；

③由表中電離平衡常數可在酸性：醋酸>次氯酸，故醋酸和次氯酸鈉溶液能發生反應，方程式為：CH3COOH + ClO－= HClO + CH3COO－；故答案為：CH3COOH + ClO－= HClO + CH3COO－；

（2）①草酸H2C2O4是一種二元弱酸，電離時分步進行，其電離方程式為：H2C2O4 H+ + HC2O4－ 、HC2O4－ H+ + C2O42－；在酸性條件下，高錳酸根離子能和草酸發生氧化還原反應生成二價錳離子、二氧化碳和水，離子方程式為：2MnO4-+5H2C2O4+6H+=2Mn2++10CO2↑+8H2O；故答案為：H2C2O4 H+ + HC2O4－ 、HC2O4－ H+ + C2O42－；2MnO4-+5H2C2O4+6H+=2Mn2++10CO2↑+8H2O；

②由表中實驗條件對比可知：實驗a和b僅反應物的濃度不同，b與c僅實驗的溫度不同，故答案為：a和b、b和c；

③根據已知數據可得v(KMnO4)==0.01mol·L－1·min－1，故答案為：0.01mol·L－1·min－1；

④在其它條件都相同時，開始速率很小，過一會兒速率突然增大，說明反應生成了具有催化作用的物質，其中水在反應前后都存在，CO2釋放出去了，所以可能起催化作用的是Mn2+，故答案為：反應生成的Mn2+對該反應有催化作用。