Question

求解一道高中化学题目，4个选项要有解析，答得好加分

答案是AD

Answer 1

A，酸、碱溶液，能抑制水的电离；水解盐溶液能促进水的电离。开始是酸溶液，水的电离被抑制，水的电离程度小，随着氢氧化钠溶液的加入，酸的浓度变小，而且还生成了醋酸钠(水解盐)，水的电离增大；当氢氧化钠溶液过量，有碱生成，又抑制了水的电离，水的电离程度又开始变小。
B。醋酸和氢氧化钠生成醋酸钠，强碱弱酸盐，反应恰好完全时，应显碱性。
C。当反应恰好完全时，消耗的醋酸和氢氧化钠的物质的量相等，但没给浓度，无法确定消耗的体积。
D。电荷守恒：c(Na+) + c(H+) = c(Ac-) + c(OH-) 因溶液呈碱性时， c(H+) < c(OH-)
所以：顺序可以为 c(Na+) >c(OH-) > c(Ac-) >c(H+)

Answer 2

A，酸或碱的存在会抑制水的电离，实验过程中先是酸的浓度减小，后是碱的浓度增大，故水的电离程度先增大后减小
B，醋酸是弱酸，氢氧化钠是强碱，溶液呈中性时说明醋酸有剩余
C，不知道碱的浓度，无法求出碱溶液的体积
D，这个没什么值得说的，[Na+]+[H+]=[OH-]+[Ac-]，至于氢氧根和醋酸根哪个多都是可能的

Answer 3

首先，CH3COOH与NaOH恰好完全反应时，应该生成CH3COONa和H2O。

• 再者，此反应是在溶液中进行的，又知道CH3COO-离子易反生水解，即

CH3COO- + H2O ------双向------CH3COOH + OH-，所以易知就恰好完全反应时，溶液应该呈现碱性。因此B选项错误，当溶液中性时，反应不可能完全。

• 又者，CH3COOH稀溶液的体积为10mL，它的物质的量不清楚，所以也不能判断，恰好反应时NaOH溶液消耗的体积。故，选项C错误。

• 选项A的分析：水的电离反应：H2O ------双向------H+ + OH-，一开始溶液呈酸性（即H+离子浓度较大），导致反应向左←进行，水电离程度弱；逐渐滴入NaOH，溶液中的H+离子浓度逐渐降低，水的电离反应逐渐向右→移动，水电离程度逐渐增强；当溶液开始呈现碱性（即OH-离子浓度较大），导致反应又开始向左←移动，水电离程度逐渐减弱。

• 选项D的分析：此离子浓度顺序应该是反应已过恰好反应完全，所以，c(Na+) > c(CH3COO-)：理由：NaOH过量；c(OH-) > c(H+)：理由：溶液呈现碱性；

• 这里简单分析可以用极限假设：设NaOH超出CH3COOH的物质的量10倍以上（或无限），那么易知：c(Na+) > c(OH-) > c(CH3COO-)，再根据电荷守恒（c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)）易知：c(Na+) > c(OH-) > c(CH3COO-)>c(H+)。

Answer 4

A水的电离程度看溶液的酸度或者碱度。加酸或者碱会抑制水的电离。所以加入氢氧化钠后，溶液pH变大，氢离子浓度变小，这时水的电离程度变小。之后氢氧根的浓度变大，水的解离受到抑制，变小。
B 等当点时，溶液呈碱性。溶液呈中性说明酸过量
C 不能知道NaOH 的体积
D 可又守恒来看。MBE CBE PBE

Answer 5

你好，A答案的解释是你向10ml的ac溶液中加入NaOH的时候，OH-回合H+反应使得原有的水的电离平衡被打破，电离向正方向移动，所以水的电离程度增加。B的解释，解释一呈中性来说醋酸钠是强碱弱酸盐，是碱性的，所以呈中性证明还有醋酸存在。解释二当溶液呈中性后，证明了H+和OH-的浓度相同，但是由于醋酸是弱酸，只要有氢离子就会有醋酸的存在，所以不管你溶液是否为中性，或者你加入了多少NaOH都不可能使醋酸完全电离的，只能减少醋酸的量而已，即溶液中永远存在醋酸就是不会完全反应。C解释，解释一醋酸不可能完全放应所以错了解释二不知道NaOH的浓度是否和醋酸相等，所以C错了。D答案解释由于氢氧化钠过量，而且OH-参加反应，所以浓度Na+＞OH-，由于H+反应了，所以AC+＞H+，由于氢氧化钠加入的量未知，所以AC+和OH-离子不知谁大，所以浓度Na+＞OH-＞AC+＞H+也可以为Na+＞AC+＞OH-＞H+，但是问的是可能，所以D对。综合起来答案是AD。希望能帮助到你，祝你学习愉快，望采纳！