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    【题目】常温下，0.1 mol/L的H2C2O4溶液中H2C2O4、HC2O4-、C2O42-三者中所占物质的量分数（分布系数）随pH变化的关系如图所示。下列表述不正确的是

    A. HC2O4-H+＋C2O42-，K＝1×10-4.3

    B. 将等物质的量的NaHC2O4、Na2C2O4溶于水中，所得溶液pH恰好为4.3

    C. 常温下HF的K＝1×10-3.45，将少量H2C2O4溶液加入到足量NaF溶液中，发生的反应为：H2C2O4+F-=HF＋HC2O4-

    D. 在0.1 mol/LNaHC2O4溶液中，各离子浓度大小关系为：c(Na+)＞c(HC2O4-)＞c(H+)＞c(C2O42-)＞c(OH-)

    【答案】B

    【解析】A．由HC2O4-H++C2O42-，可知K=，pH=4.3时，c(C2O42-)=c(HC2O4-)，所以K==c(H+)=1×10-4.3，故A正确；B．将等物质的量的NaHC2O4、Na2C2O4溶于水中，HC2O4-电离程度大于C2O42-的水解程度，所以溶液中c(C2O42-)＞c(HC2O4-)，则溶液PH大于4.3，故B错误；C．常温下H2C2O4的K1=10-1.3，K2=10-4.3，HF的KB=1×10-3.45，则酸性：H2C2O4＞HF＞HC2O4-，所以将少量H2C2O4溶液加入到足量NaF溶液中，发生的反应为H2C2O4+F-=HF+HC2O4-；故C正确；D．NaHC2O4溶液显酸性，以HC2O4-的电离为主，在溶液中部分电离HC2O4-，则各离子浓度大小关系为：c(Na+)＞c(HC2O4-)＞c(C2O42-)＞c(OH-)，故D正确；故选B。

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    回答下列问题：

    （1）A的电子式_____________。

    （2）铁橄榄石的化学式_____________。

    （3）写出C→F的离子方程式_____________。

    （4）写出H→G的化学方程式_____________。

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    【题目】某小组为探究AgNO3溶液和不同类型盐溶液反应的多样性，设计如下实验：

    已知：AgSCN为白色难溶物；(SCN)2与卤素单质性质相似，(SCN)2为有色物质。

    （1）①中的白色沉淀是___________________。

    （2）分离并洗涤①的沉淀，滴加0.5mol/L KI溶液，白色沉淀转变为黄色沉淀，用离子方程式解释上述变化____________________________。

    （3）②中可能发生的离子反应有_________________。

    （4）实验①的设计目的_______________________。

    （5）对于③中红色褪去的原因及Ag+与SCN－反应的情况，小组进行以下分析和设计：

    Ⅰ.甲同学认为，红色褪去的原因与平衡移动原理有关，解释为_________________。

    Ⅱ.乙同学为了探究③中是否发生Ag+氧化SCN－的反应，又设计以下对比实验：

    现象：生成白色沉淀，长时间观察，溶液和沉淀均未发生颜色改变。

    Ⅲ.丙同学认为，理论上Ag+能够氧化SCN－，为证明其猜想，设计如下实验：

    现象：电流计指针发生偏转，a电极上产生具有金属光泽的物质，b电极附近的溶液发生颜色变化。

    丙同学的设计在证明氧化还原反应的优点是___________________________。

    （6）通过以上探究，得出AgNO3溶液和不同类型盐溶液反应多样性的结论是______。

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