Question

【題目】醋酸是一種常見的弱酸，回答下列問題：

（1）醋酸的電離方程式是 ；下列哪些措施能夠使醋酸溶液中c（H+） / c（CH3COO-） 增大的是 。

a．升溫 b．通入HCl氣體 c．加入NaOH固體 d．加入NaHSO4固體

（2）向100ml 0．1mol·L-1的醋酸中加入Vml0．1mol·L-1的NaOH溶液完全反應后，溶液呈中性，則V 100ml（ 填“>”，“<”或“=” ）。

（3）在CH3COOH與CH3COONa的混合溶液中，測得某一時刻混合溶液中：c（CH3COO-） / c（CH3COOH） = 18，則此時溶液的pH = 。（已知：CH3COOH的電離常數Ka=1．8×10-5）

（4）為測定食用醋中醋酸含量（用每升食醋中所含醋酸的質量表示，單位：g/L），設計如下實驗：a．取20ml食醋于錐形瓶中，滴加2—3滴酚酞作指示劑。b．向堿式滴定管中加入1mol·L-1的NaOH溶液，調整液面，并記下初始刻度。c．開始滴定，并記錄滴定終點時堿式滴定管的刻度，重復試驗2—3次。

① 達到滴定終點時的現象是_______________________。

② 經過測定，消耗NaOH溶液的體積為10mL，則該食醋中醋酸的含量是 。

③ 以下哪些操作會導致測定的結果偏低________（填字母編號）。

a．裝入NaOH溶液前未潤洗滴定管

b．滴定結束后俯視讀數

c．滴定結束后，滴定管尖端部分有氣泡

Answer 1

【答案】（1）CH3COOH CH3COO- + H+ bd

（2）<

（3）6

（4）①當最后一滴NaOH溶液滴下，錐形瓶中由無色變為粉紅色，且半分鐘顏色不褪去

② 30 g / L ③ b c

【解析】

試題分析：（1）醋酸是一元弱酸，在水溶液中部分電離生成醋酸根離子和氫離子，其電離方程式為CH3COOH CH3COO- + H+；A．醋酸的電離是吸熱過程，升高溫度，平衡正向移動，c（H+）/c（CH3COO-）不變，錯誤；B．通入HCl氣體，抑制了醋酸的電離，氫離子濃度增大，c（CH3COO－）減小，c（H+）/c（CH3COO-）增大，正確；C．加入NaOH固體，消耗了H＋，醋酸的電離平衡正向移動，c（H+） / c（CH3COO-）減小，錯誤；D．加入NaHSO4固體相當于加入一元強酸，抑制了醋酸的電離，氫離子濃度增大，c（CH3COO－）減小，c（H+）/c（CH3COO-）增大，正確；答案選bd。

（2）若等濃度、等體積的醋酸與NaOH反應，兩者恰好反應生成醋酸鈉，溶液顯堿性，因為溶液呈中性，所以醋酸稍微過量，氫氧化鈉的體積小于100mL，即V<100mL。

（3）已知CH3COOH的電離常數Ka=1．8×10-5，則Ka=c（CH3COO－）×c（H＋）/c（CH3COOH）=1．8×10-5，因為c（CH3COO-）/c（CH3COOH）=18，則c（H＋）=10-6mol/L，此時溶液的pH=6。

（4）①食醋呈酸性，滴入酚酞溶液無色，當食醋與NaOH完全反應時，再滴加NaOH溶液呈堿性，溶液顯紅色，所以達到滴定終點時的現象是當最后一滴NaOH溶液滴下，錐形瓶中由無色變為粉紅色，且半分鐘顏色不褪去。

②根據化學反應CH3COOH+NaOH=CH3COONa+H2O，n（CH3COOH）=n（NaOH）= 1mol·L-1×0．01L=0．01mol，則則該食醋中醋酸的含量是0．01mol×60g/mol÷0．02L=30g / L

③a．裝入NaOH溶液前未潤洗滴定管,導致NaOH的濃度降低，消耗體積增大，導致結果偏高，錯誤；b．滴定結束后俯視讀數，導致末讀數據減小，測定結果偏低，正確；c．滴定結束后，滴定管尖端部分有氣泡，導致末讀數據減小，測定結果偏低，正確，答案選bc。