Question

【题目】(1)结合表中给出的电离平衡常数回答下列问题：

酸或碱	CH3COOH	HNO2	HCN	HClO
电离平衡常数(Ka或Kb)	1.8×10-5	4.6×10-4	5×10-10	3×10-8

①上述四种酸中，酸性最弱、最强的酸分别是_______、_______（用化学式表示）。

②下列能使醋酸溶液中CH3COOH的电离程度增大，而电离平衡常数不变的操作是____（填序号）。

A.升高温度 B.加水稀释 C．加少量的CH3COONa固体

D．加少量冰醋酸 E．加氢氧化钠固体

③依上表数据判断醋酸和次氯酸钠溶液能否反应，如果不能反应说出理由，如果能发生反应请写出相应的离子方程式___________________________________。

(2) 某学习小组利用酸性KMnO4和H2C2O4反应来探究“外界条件对化学反应速率的影响”。 实验时，先分别量取KMnO4酸性溶液、H2C2O4溶液，然后倒入大试管中迅速振荡混合均匀，开始计时，通过测定褪色所需时间来判断反应的快慢。

①已知草酸H2C2O4是一种二元弱酸，写出草酸的电离方程式__________、___________。酸性KMnO4溶液和H2C2O4溶液反应的离子方程式为：_____________________________

某同学设计了如下实验

实验编号	H2C2O4溶液		KMnO4溶液		温度/℃
	浓度（mol/L）	体积（mL）	浓度（mol/L）	体积（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探究浓度对化学反应速率影响的组合实验编号是__________，可探究温度对化学反应速率影响的实验编号是__________。

③实验a测得混合后溶液褪色的时间为40 s，忽略混合前后体积的微小变化，则这段时间内的平均反应速率v(KMnO4)=______ mol·L－1·min－1。

④在实验中，草酸(H2C2O4)溶液与KMnO4酸性溶液反应时，褪色总是先慢后快，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反应生成的Mn2+对该反应有催化作用

【解析】

（1）①对于一元弱酸，电离平衡常数越大则酸性越强，反之则酸性越弱，HCN的电离平衡常数最小，则酸性最弱；HNO2的电离平衡常数最大，则酸性最强；故答案为：HCN、HNO2；

②A.升高温度，电离程度增大，电离平衡常数增大；B．加水稀释，电离程度增大，电离平衡常数不变；C．加少量的CH3COONa固体，电离出的醋酸根对醋酸的电离平衡起抑制作用，电离程度减小，电离平衡常数不变；D．加少量冰醋酸，则醋酸浓度增大，则电离程度减小，平衡常数不变；E．加氢氧化钠固体，使溶液中氢离子浓度减少，电离平衡正向移动，电离子程度增大；综上所述，答案为：BE；

③由表中电离平衡常数可在酸性：醋酸>次氯酸，故醋酸和次氯酸钠溶液能发生反应，方程式为：CH3COOH + ClO－= HClO + CH3COO－；故答案为：CH3COOH + ClO－= HClO + CH3COO－；

（2）①草酸H2C2O4是一种二元弱酸，电离时分步进行，其电离方程式为：H2C2O4 H+ + HC2O4－ 、HC2O4－ H+ + C2O42－；在酸性条件下，高锰酸根离子能和草酸发生氧化还原反应生成二价锰离子、二氧化碳和水，离子方程式为：2MnO4-+5H2C2O4+6H+=2Mn2++10CO2↑+8H2O；故答案为：H2C2O4 H+ + HC2O4－ 、HC2O4－ H+ + C2O42－；2MnO4-+5H2C2O4+6H+=2Mn2++10CO2↑+8H2O；

②由表中实验条件对比可知：实验a和b仅反应物的浓度不同，b与c仅实验的温度不同，故答案为：a和b、b和c；

③根据已知数据可得v(KMnO4)==0.01mol·L－1·min－1，故答案为：0.01mol·L－1·min－1；

④在其它条件都相同时，开始速率很小，过一会儿速率突然增大，说明反应生成了具有催化作用的物质，其中水在反应前后都存在，CO2释放出去了，所以可能起催化作用的是Mn2+，故答案为：反应生成的Mn2+对该反应有催化作用。