Question

（1）鹽酸、醋酸和硫酸是生產(chǎn)、生活和化學實驗中常用的酸．請回答：
①人的胃液中含有鹽酸，經(jīng)測定某人胃液的pH為2，則其中的c（H⁺）=

 

mol/L
②食醋常用于食品調(diào)味，其主要成分為醋酸．醋酸的電離方程式為

 

③室溫下，pH均為3的鹽酸和醋酸溶液，下列各項中相等的是

 

（填序號）    
a．溶液中c（H⁺）  b．酸的物質(zhì)的量濃度    c．水電離出的c（H⁺）   d．完全中和時，消耗NaOH的質(zhì)量
（2）實驗證明硫酸的第二步電離是不完全的：HSO₄^-?H⁺+SO₄^2-（已知硫酸的第一步電離是完全的）完成下列問題
①請寫出向硫酸溶液中滴加足量氫氧化鋇溶液反應的離子反應方程式

 

．
②判斷25℃時，0.1mol/L H₂SO₄中的HSO₄^-的電離程度

 

（填“＞”、“=”或“＜”）0.1mol/L NaHSO₄中HSO₄^-的電離程度，其原因是：

 

．

Answer 1

考點：弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡

專題：

分析：（1）①根據(jù)c（H⁺）=10^-pH計算；
②醋酸是弱電解質(zhì)，在水溶液里部分電離出醋酸根離子與氫離子；
③氯化氫是強電解質(zhì)，醋酸是弱電解質(zhì)，pH相等的鹽酸和醋酸，醋酸的濃度大于鹽酸；
（2）①硫酸第一步電離是完全電離，第二步電離是不完全電離，溶液中存在大量硫酸氫根離子，硫酸氫根離子和氫氧化鋇反應生成硫酸鋇沉淀和水，依據(jù)原子守恒和電荷守恒配平書寫離子方程式；
②電離時含有相同的離子能抑制酸電離．

解答： 解：（1）c（H⁺）=10^-pH=10^-2 mol/L=0.01mol/L，
故答案為：0.01；
（2）醋酸是弱電解質(zhì)，在水溶液里部分電離，電離方程式為：CH₃COOH?H⁺+CH₃COO^-，
故答案為：CH₃COOH?H⁺+CH₃COO^-；
（3）氯化氫是強電解質(zhì)，醋酸是弱電解質(zhì)，pH相等的鹽酸和醋酸，醋酸的濃度大于鹽酸，
a、溶液的pH相等，所以溶液中c（H⁺） 相等，故a正確；
b、醋酸的濃度大于鹽酸，故b錯誤；
c、室溫下，pH均為3的鹽酸和醋酸溶液，氫離子濃度相同，對誰的電離抑制程度相同，所以誰電離處的氫離子濃度相同，故c正確；
d、醋酸的濃度大于鹽酸，則中和等體積的兩種酸溶液所需NaOH的質(zhì)量醋酸小于鹽酸，故d錯誤；
故答案為：a c；
（2）①硫酸第一步電離出氫離子和硫酸氫根離子，硫酸氫根離子電離較弱，在硫酸溶液中主要以硫酸氫根離子存在，氫氧化鋇溶于水電離出的氫氧根離子和氫離子反應促進硫酸氫根離子電離，同時硫酸根離子和鋇離子反應生成硫酸鋇沉淀，所以離子反應方程式為：H⁺+HSO₄^-+Ba²⁺+2OH^-=BaSO₄↓+2H₂O，
故答案為：H⁺+HSO₄^-+Ba²⁺+2OH^-=BaSO₄+2H₂O；
②硫酸溶液中，硫酸第一步電離出氫離子，第二步又電離出氫離子，第一步電離出的氫離子抑制了第二步的電離，而硫酸氫鈉溶液中硫酸氫根離子只有一步電離，所以.1mol/L H₂SO₄中的HSO₄^-的電離度小于0.1mol/L NaHSO₄中HSO₄^-的電離度，
故答案為：小于；H₂SO₄的第一步電離產(chǎn)生的H⁺對第二步電離起抑制作用．

點評：本題考查了溶液pH的計算、鹽類水解的應用等知識點，為高頻考點，側(cè)重于學生的分析能力和基本理論知識的綜合理解和運用的考查，明確pH的計算方法、弱酸溶液中氫離子濃度與溶液pH的關系是解本題關鍵，難度不大．