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0.05 mL)，則①和②的c(H⁺)之比的值為(　)

A．10　 B．50　 C．5×10³　 D．10⁴

解析：當多加1滴硫酸時，過量的H⁺為：0.05 mL××2×0.01 mol·L^－1＝1×10^－6 mol，

c(H⁺)₁＝＝10^－5 mol·L^－1，當少加1滴H₂SO₄時，即NaOH過量1×10^－6 mol，c(OH^－)＝＝10^－5 mol·L^－1。則c(H⁺)₂＝＝10^－9 mol·L^－1，

∴＝＝10⁴。

答案：D

4．用0.01 mol·L^－1 H₂SO₄溶液滴定0.01 mol·L^－1 NaOH溶液，中和后加水至100 mL。若滴定時終點判斷有誤差：①若多加了1滴H₂SO₄�、谌羯偌恿�1滴H₂SO₄溶液(設1滴約為

3． 用0.1 mol·L^－1NaOH溶液滴定0.1 mol·L^－1鹽酸，如達到滴定的終點時不慎多加了1滴NaOH(1滴溶液的體積約為0.05 mL)，繼續(xù)加水至50 mL，所得溶液的pH是(　)

A．4　 B．7.2　 C．10　 D．11.3

解析：運用化學反應進行中和反應計算

c(OH^－)＝＝1×10^－4 mol·L^－1，pH＝10。

答案：C

2.　 將固體MnC₂O₄·2H₂O放在一個可以稱出質量的容器里加熱，固體質量隨溫度變化關系如圖所示�？v坐標是固體的相對質量。下列關于5個溫度區(qū)間存在的物質及其穩(wěn)定性或物質發(fā)生的變化(用化學方程式表示)的說法不正確的是(　)

A．0-50℃為MnC₂O₄·2H₂O的穩(wěn)定區(qū)域

B．在50-100℃，發(fā)生反應為：MnC₂O₄·2H₂O===MnC₂O₄+2H₂O(g)

C．在100-214℃，固體的質量不變，所以為MnC₂O₄的穩(wěn)定區(qū)域

D．在214-280℃，發(fā)生的反應為：MnC₂O₄===MnO₂+2CO↑

解析：從圖像中可知：①平行于橫坐標的線段，表示容器內固體物質的質量在此溫度范圍內不隨時間而變化，屬固體的穩(wěn)定區(qū)域；②向下傾斜的線段，表示某固體物質的質量在此溫度范圍內逐漸減少，減少的原因是該固體發(fā)生了某種分解反應。分解反應生成什么物質，氧化反應生成何種價態(tài)的氧化物，應先根據物質的性質進行猜測，再根據固定物質減少的質量或增加的質量進行驗證。

0-50℃：為MnC₂O₄·2H₂O的穩(wěn)定區(qū)域，A正確。

50-100℃：猜測：MnC₂O₄·2H₂O===MnC₂O₄+2H₂O(g)

　 　　　　　　　 179　 　　　　　　143

此時固體的相對質量為143/179≈0.8，符合題意，B正確。

100-214℃：為MnC₂O₄的穩(wěn)定區(qū)域，C正確。

214-280℃：猜測：MnC₂O₄===MnO₂+2CO↑

　 　　　　　　　　　143　 　　　87

此時固體的相對質量為：87/179≈0.49＞0.4，不符合題意。

答案：D　　　　　　　　　　　　　　　

1．下列說法正確的是(　)

①pH＝2和pH＝1的HNO₃中c(H⁺)之比為1∶10

②0.2 mol/L與0.1 mol/L醋酸中，c(H⁺)之比大于2∶1

③Na₂CO₃溶液中c(Na⁺)與c(CO)之比為2∶1

④純水在100℃和20℃時，pH前者大

⑤同溫時，pH＝10的KOH溶液和pH＝10的KCN溶液中由水電離的OH^－濃度后者大

⑥100 mL 0.1 mol/L的醋酸溶液與10 mL 1.0 mol/L的醋酸溶液中H⁺的數目，前者多　　　　　　　　　　　　　　　

A．①④⑤　 B．①⑤⑥　 C．①②⑤　 D．①②③⑥

解析：0.2 mol/L CH₃COOH溶液電離程度比0.1 mol/L CH₃COOH溶液電離程度小，c(H⁺)之比小于2∶1；CO水解，Na₂CO₃溶液中c(Na⁺)與c(CO)之比大于2∶1；純水在100℃時電離程度大，H⁺濃度大，其pH小于20℃時的pH。

答案：B

9．測血鈣的含量時，可將2.0 mL血液用蒸餾水稀釋后，向其中加入足量草酸銨(NH₄)₂C₂O₄晶體，反應生成CaC₂O₄沉淀。將沉淀用稀硫酸處理得H₂C₂O₄后，再用酸性KMnO₄溶液滴定，氧化產物為CO₂，還原產物為Mn²⁺，若終點時用去20.0 mL 1.0×10^－4 mol/L的KMnO₄溶液。

(1)寫出用KMnO₄滴定H₂C₂O₄的離子方程式________________________________________________________________________。

(2)判斷滴定終點的方法是________________________________________________________________________。

(3)計算：血液中含鈣離子的濃度為________g·mL^－1。

解析：因為KMnO₄溶液至反應完畢過量時，會使溶液呈紫色，故可用滴入一滴酸性KMnO₄溶液由無色變?yōu)闇\紫色且半分鐘不退色的方法來判斷終點。由題意知可能發(fā)生反應的離子方程式為：2MnO+5H₂C₂O₄+6H⁺===2Mn²⁺+10CO₂↑+8H₂O、Ca²⁺+C₂O===CaC₂O₄↓、CaC₂O₄+2H⁺===Ca²⁺+H₂C₂O₄。

設2 mL血液中含Ca²⁺的物質的量為x，則

5Ca²⁺-5CaC₂O₄-5H₂C₂O₄-2MnO

5　 　　　 2

x　　20.0×10^－3 L×1.0×10^－4 mol/L

x＝5.0×10^－6 mol,1 mL血液中Ca²⁺的濃度為

＝1.0×10^－4 g·mL^－1。

答案：(1)2MnO+5H₂C₂O₄+6H⁺===2Mn²⁺+10CO₂↑+8H₂O　(2)當滴入1滴酸性KMnO₄溶液后溶液由無色變?yōu)闇\紫色，且半分鐘內不退色　(3)1.0×10^－4

8. 常溫下，pH＝2的高碘酸(HIO₄)溶液與pH＝12的NaOH溶液等體積混合，所得溶液顯酸性；0.01 mol/L的碘酸(HIO3)或高錳酸(HMnO4)溶液與pH＝12的NaOH溶液等體積混合，所得溶液顯中性。

請回答下列問題：

(1)高碘酸是________(填“強酸”或“弱酸”)，理由是________________________________________________________________________。

(2)0.01 mol/L的碘酸(HIO₃)溶液與pH＝12的NaOH溶液等體積混合所得溶液中IO與Na+的濃度關系是________(填“大于”、“小于”或“等于”)。

(3)已知高碘酸和硫酸錳在溶液中反應生成高錳酸、碘酸和硫酸，此反應中的還原劑是__________(寫化學式)，該反應的離子方程式為________________________________________________________________________。

解析：pH＝2的高碘酸(HIO₄)溶液與pH＝12的NaOH溶液等體積混合，所得溶液顯酸性，則高碘酸必定是不完全電離，可推知高碘酸是弱酸；同理可推出碘酸(HIO₃)和高錳酸為強酸，等物質的量反應后，IO與Na⁺的濃度相等。

答案：(1)弱酸　pH＝2的高碘酸電離出的c(H⁺)和pH＝2的NaOH溶液電離出的c(OH^－)相等，且兩者體積相等，但所得溶液顯酸性，則高碘酸必定是不完全電離，所以高碘酸是弱酸　(2)等于　(3)MnSO₄　2Mn²⁺+5HIO₄+3H₂O===2MnO+5IO+11H⁺

7． Al(OH)3為兩性氫氧化物，在水溶液中存在酸式電離和堿式電離兩種形式，試根據平衡移動反應物質，解釋下列有關問題。

(1)向Al(OH)₃沉淀中加入鹽酸，沉淀溶解，其原因是__________________________，有關離子方程式是_____________________________________________________________。

(2)向Al(OH)₃沉淀中加入苛性鈉溶液，沉淀溶解，其原因是__________________，有關離子方程式是_____________________________________________________________。

解析：難溶電解質溶解的實質是沉淀溶解平衡的移動，在Al(OH)₃溶液中，存在如下電離平衡：Al(OH)₃+H₂O [Al(OH)₄]^－+H⁺；Al(OH)₃ Al³⁺+3OH^－，所以改變溶液的酸堿度時，平衡就會發(fā)生移動，使Al(OH)₃向著溶解的方向移動，最終轉化為離子。

答案：(1)Al(OH)₃的堿式電離為Al(OH)₃ Al³⁺+3OH^－，加入鹽酸溶液，由于H⁺與Al(OH)₃電離出來的少量OH^－中和生成水，使Al(OH)₃的電離平衡向電離方向移動　Al(OH)₃+3H⁺===Al³⁺+3H₂O　(2)Al(OH)₃的酸式電離為Al(OH)₃+H₂O H⁺+[Al(OH)₄]^－，當向Al(OH)₃沉淀中加入堿溶液時，OH^－與H⁺反應生成水，Al(OH)₃的酸式電離平衡向正方向移動　Al(OH)₃+OH^－===[Al(OH)₄]^－

6.　 下列說法正確的是(　)

A．HCl溶液中無OH^－

B．NaOH溶液中無H⁺

C．NaCl溶液中無H⁺和OH^－

D．常溫下，任何溶液中都有H⁺和OH^－，且K_W＝[H⁺]·[OH^－]＝1×10^－14 mol²·L^－2

解析：在任何物質的水溶液中都存在水的電離平衡：H₂O H⁺+OH^－，因此，在任何物質的水溶液中，既存在H⁺又存在OH^－，且常溫下，K_W＝[H⁺]·[OH^－]＝1×10^－14

mol²·L^－2。

答案：D

5．　 一種一元強堿MOH溶液中加入一種酸HA反應之后，溶液呈中性，下列判斷正確的是(　)

A．加入的酸過量　 　　　B．混合前堿與酸中溶質物質的量相等

C．生成的鹽不發(fā)生水解　 D．反應后溶液中的A^－、M⁺物質的量濃度相等

解析：當HA為強酸時，兩者的物質的量相等，恰好完全反應，生成的鹽不水解，溶液呈中性；當HA為弱酸時，兩者恰好完全反應時，因生成的A^－水解使溶液顯堿性，欲使溶液顯中性，需再加HA來抑制A^－水解，則HA過量；溶液呈中性，則c(H⁺)＝c(OH^－)，根據電荷守恒，c(H⁺)+c(M⁺)＝c(OH^－)+c(A^－)，所以，c(M⁺)＝c(A^－)。

答案：D