【文章內容簡介】 t /st2回答下列問題：（1）該實驗的目的是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　。（2）顯色時間t2＝　　　　　　　　　　 。（3）溫度對該反應的反應速率的影響符合一般規(guī)律，若在40℃下進行編號③對應濃度的實驗，顯色時間t2的范圍為　　　　　　　 （填字母）　A、　　　　B、～　　　　C、＞　　　　D、數(shù)據(jù)不足，無法判斷（4）通過分析比較上表數(shù)據(jù)，得到的結論是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 。47．酯是重要的有機合成中間體，廣泛應用于溶劑、增塑劑、香料、粘合劑及印刷、紡織等工業(yè)。乙酸乙酯的實驗室和工業(yè)制法常采用如下反應：CH3COOH＋C2H5OHCH3COOC2H5＋H2O請根據(jù)要求回答下列問題：（1）欲提高乙酸的轉化率，可采取的措施有：　　　　　　　 、　　　　　　　 等。（2）若用右圖所示的裝置來制備少量的乙酸乙酯，產率往往偏低，其原因可能為：　 　　　　　　 、　　　　　　　　 等。（3）此反應以濃硫酸為催化劑，可能會造成　　　　　　　　 、　　　　　　　　 等問題。（4）目前對該反應的催化劑進行了新的探索，初步表明質子酸離子液體可用作此反應的催化劑，且能重復使用。實驗數(shù)據(jù)如下表所示（乙酸和乙醇以等物質的量混合）。同一反應時間同一反應溫度反應溫度/℃轉化率（％）選擇性（％）*反應時間/h轉化率（％）選擇性（％）*4010021006010031008010041001206100*選擇性100％表示反應生成的產物是乙酸乙酯和水①根據(jù)表中數(shù)據(jù)，下列　　　　　　 （填字母）為該反應的最佳條件?！、120℃，4h　　　　B、80℃，2h　　　　C、60℃，4h　　　　D、40℃，3h②當反應溫度達到120℃時，反應選擇性降低的原因可能為　　　　　　　　　　 。水溶液中的離子平衡（復習）167。1 知識要點一、弱電解質的電離 定義：電解質、非電解質 ；強電解質 、弱電解質 下列說法中正確的是（ ） A、能溶于水的鹽是強電解質，不溶于水的鹽是非電解質； B、強電解質溶液中不存在溶質分子；弱電解質溶液中必存在溶質分子； C、在熔融狀態(tài)下能導電的化合物一定是離子化合物，也一定是強電解質； D、Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能導電，故兩者均是電解質。電解質與非電解質本質區(qū)別：在一定條件下（溶于水或熔化）能否電離（以能否導電來證明是否電離）電解質——離子化合物或共價化合物 非電解質——共價化合物離子化合物與共價化合物鑒別方法：熔融狀態(tài)下能否導電 下列說法中錯誤的是（ ）A、非電解質一定是共價化合物；離子化合物一定是強電解質；B、強電解質的水溶液一定能導電；非電解質的水溶液一定不導電；C、濃度相同時，強電解質的水溶液的導電性一定比弱電解質強；D、相同條件下，pH相同的鹽酸和醋酸的導電性相同。強電解質與弱電質的本質區(qū)別：在水溶液中是否完全電離（或是否存在電離平衡） 注意：①電解質、非電解質都是化合物 ②SONHCO2等屬于非電解質 ③強電解質不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強電解質）強弱電解質通過實驗進行判定的方法(以HAc為例)：（1）溶液導電性對比實驗； （2）2；（3）測NaAc溶液的pH值； （4）測pH= a的HAc稀釋100倍后所得溶液pHa +2（5）將物質的量濃度相同的HAc溶液和NaOH溶液等體積混合后溶液呈堿性（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的體積大于10mL。（7）將pH=1的HAc溶液與pH=13的NaOH溶液等體積混合后溶液呈酸性（8）比較物質的量濃度相同的HAc溶液與鹽酸分別與同樣的鋅粒反應產生氣體的速率最佳的方法是 和 ；最難以實現(xiàn)的是 ，說明理由 。（提示：？能否配制pH=1的HAc？為什么？ ）強酸（HA）與弱酸（HB）的區(qū)別：(1)溶液的物質的量濃度相同時，pH(HA)＜pH(HB) (2)pH值相同時，溶液的濃度CHA＜CHB(3)pH相同時，加水稀釋同等倍數(shù)后，pHHA＞pHHB物質的量濃度相同的鹽酸、硫酸和醋酸溶液，pH最小的是 ，pH最大的是 ；體積相同時分別與同種NaOH溶液反應，消耗NaOH溶液的體積大小關系為 。pH相同的鹽酸、硫酸和醋酸溶液，物質的量濃度最小的是 ，最大的是 ；體積相同時分別與同種NaOH溶液反應，消耗NaOH溶液的體積大小關系為 。甲酸和乙酸都是弱酸，甲酸中的c(H+)為乙酸中c(H+)的3倍，欲使兩溶液中c(H+)相等，則需將甲酸稀釋至原來的 3倍（填“”、“”或“=”）；試推測丙酸的酸性比乙酸強還是弱 。二、水的電離和溶液的酸堿性水離平衡：H2O H+ + OH 水的離子積：KW = [H+]?[OH] 25℃時, [H+]=[OH] =107 mol/L 。 KW = [H+]?[OH] = 1014注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定 KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）水電離特點：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱影響水電離平衡的外界因素： ①酸、堿 ：抑制水的電離（pH之和為14的酸和堿的水溶液中水的電離被同等的抑制） ②溫度：促進水的電離（水的電離是吸熱的）③易水解的鹽：促進水的電離（pH之和為14兩種水解鹽溶液中水的電離被同等的促進） 試比較pH=3的HAc、pH=4的NH4Cl、pH=11的NaOH、pH=10Na2CO3四種溶液中水的電離程度從大到小的順序是 。溶液的酸堿性和pH： （1）pH= lg[H+] 注意：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 溶液） ；②pH＜7 溶液不一定是酸性溶液（只有溫度為常溫才對）； ③堿性溶液不一定是堿溶液（可能是 溶液）。已知100℃時，水的KW=11012，則該溫度下（1）NaCl的水溶液中[H+]= ，pH = ，溶液呈 性。（2）；（2）pH的測定方法：酸堿指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞pH試紙 ——最簡單的方法。 操作：將一小塊pH試紙放在潔凈的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液點試紙中部，然后與標準比色卡比較讀數(shù)即可。 注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②只能讀取整數(shù)值或范圍 用濕潤的pH試紙測某稀溶液的pH，所測結果 （填“偏大”、“偏小”、“不變”或“不能確定”），理由是 。（3）常用酸堿指示劑及其變色范圍：指示劑 變色范圍的PH石蕊 ＜5紅色 5～8紫色 ＞8藍色甲基橙 ＜ ～ ＞酚酞 ＜8無色 8～10淺紅 ＞10紅色試根據(jù)上述三種指示劑的變色范圍，回答下列問題：①強酸滴定強堿最好選用的指示劑為： ，原因是 ；②強堿滴定強酸最好選用的指示劑為： ，原因是 ；③中和滴定不用石蕊作指示劑的原因是 。三 、混合液的pH值計算方法公式強酸與強酸的混合：（先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子數(shù)相加除以總體積，再求其它）[H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）強堿與強堿的混合：（先求[OH]混：將兩種酸中的OH 離子數(shù)相加除以總體積，再求其它）[OH]混＝（[OH]1V1+[OH]2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接計算[H+]混)強酸與強堿的混合：（先據(jù)H+ + OH ==H2O計算余下的H+或OH，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混；OH有余，則用余下的OH數(shù)除以溶液總體積求[OH]混，再求其它） 注意：在加法運算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不計！ 將pH=1的HCl和pH=10的NaOH溶液等體積混合，所得溶液的pH= ；將pH=5的H2SO4和pH=12的NaOH溶液等體積混合，所得溶液的pH= ；20mLpH=5的鹽酸中加入1滴（）(OH)2溶液后pH= 。四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+ n （但始終不能大于或等于7）弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH?。紁H原+n （但始終不能大于或等于7）強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原－n （但始終不能小于或等于7）弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH?。緋H原－n （但始終不能小于或等于7）不論任何溶液，稀釋時pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均為7