题目内容
I.利用含锰废水(主要含Mn2+、SO、H+、Fe2+、Al3+、Cu2+)可制备高性能磁性材料碳酸锰(MnCO3)。其中一种工业流程如下:
已知某些物质完全沉淀的pH如下表:
回答下列问题:
(1)过程②中,所得滤渣的主要成分是 。
(2)过程③中,发生反应的离子方程式是 。
(3)过程④中,若生成的气体J可使澄清石灰水变浑浊,则生成MnCO3的反应的离子方程式是 。
(4)由MnCO3可制得重要的催化剂MnO2:2MnCO3+O2=2MnO2+2CO2。
现在空气中加热460.0 g MnCO3,得到332.0 g产品,若产品中杂质只有MnO,则该产品中MnO2的质量分数是 (用百分数表示,小数点后保留1位)。
Ⅱ.常温下,浓度均为0.1 mol/L的下列六种溶液的pH如下表:
(1)上述盐溶液中的阴离子,结合H+能力最强的是 。
(2)根据表中数据判断,浓度均为0.0l mol/L的下列物质的溶液中,酸性最强的是
(填序号)。
A.HCN B.HC1O C.C6H5OH D.CH3 COOH E.H2 CO3
(3)据上表数据,请你判断下列反应不能成立的是 (填序号)。
A.HCN+ Na2 CO3=NaHCO3+NaCN
B.CH3 COOH+NaCN=CH3 COONa+HCN
C.CO2 +H2O+2C6 H5ONa=Na2 CO3 +2C6 H5OH
D.CH3 COONa+HClO=NaClO十CH3 COOH
I.(1)Fe(OH)3,Al(OH)3
(2)MnS + Cu2+ = Mn2+ + CuS
(3)Mn2++2HCO3- =MnCO3 +CO2↑+H2O
(4)78.6%
II.(1)CO32-;(2)D;(3)CD。
解析试题分析:I.(1)调节pH在5.2,由题意知Fe2+和Al3+均以Fe(OH)3和Al(OH)3沉淀状态存在;(2)加入MnS是为了使其中Cu2+产生CuS沉淀除去,故搅拌目的是使MnS 与 Cu2+快速、充分反应,离子方程式MnS + Cu2+ = Mn2+ + CuS↓;(3)由题意知Mn2+和加入的HCO3-反应,产生CO2气体和MnCO3沉淀,故离子方程式Mn2++2HCO3- =MnCO3 +CO2↑+H2O;(4)MnCO3受热分解为MnO,MnO部分氧化为MnO2,产品中杂质有MnO,460.0 gMnCO3,物质的量为4mol,受热产生4molMnO,设产生MnO2物质的量为xmol,即有xmolMnO氧化,剩余MnO为(4-x)mol,产物的总质量为(4-x)mol×71g·mol-1+xmol×87g·mol-1=332g,x=3,则MnO2的质量分数= =78.6%。
II.(1)对应酸的酸性越弱,其阴离子越易水解,其阴离子结合质子能力越强,根据表格中数据可知CO32-结合质子能力最强;(2)对应酸的酸性越弱,其阴离子越易水解,其盐溶液碱性越强,所以PH最小的酸性最强,所以CH3COOH酸性最强,故答案为D;(3)复分解反应中,碱性强的物质置换碱性弱的物质,酸性强的物质置换酸性弱的物质,根据以上知识对各选项进行判断即可;故答案为CD。
考点:考查铁盐和亚铁盐的相互转变;难溶电解质的溶解平衡;离子方程式的书写等。
弱电解质电离情况可以用电离度和电离平衡常数表示,表1是常温下几种弱酸的电离平衡常数(Ka)和弱碱的电离平衡常数(Kb),表2是常温下几种难(微)溶物的溶度积常数(Ksp)。
表1
酸或碱 | 电离平衡常数(Ka或Kb) |
CH3COOH | 1.8×10-5 |
HNO2 | 4.6×10-4 |
HCN | 5×10-10 |
HClO | 3×10-8 |
NH3·H2O | 1.8×10-5 |
表2
难(微)溶物 | 溶度积常数(Ksp) |
BaSO4 | 1×10-10 |
BaCO3 | 2.6×10-9 |
CaSO4 | 7×10-5 |
CaCO3 | 5×10-9 |
请回答下面问题:
(1)表1所给的四种酸中,酸性最弱的是________________(用化学式表示)。下列能使醋酸溶液中CH3COOH的电离程度增大,而电离常数不变的操作是________(填序号)。
A.升高温度
B.加水稀释
C.加少量的CH3COONa固体
D.加少量冰醋酸
(2)CH3COONH4的水溶液呈________(选填“酸性”、“中性”或“碱性”),理由是_______________,溶液中各离子浓度大小关系是______。
(3)物质的量之比为1∶1的NaCN和HCN的混合溶液,其pH>7,该溶液中离子浓度从大到小的排列为______________________。
(4)工业中常将BaSO4转化为BaCO3后,再将其制成各种可溶性的钡盐(如BaCl2)。具体做法是用饱和的纯碱溶液浸泡BaSO4粉末,并不断补充纯碱,最后BaSO4转化为BaCO3。现有足量的BaSO4悬浊液,在该悬浊液中加纯碱粉末并不断搅拌,为使SO42—物质的量浓度不小于0.01 mol·L-1,则溶液中CO32—物质的量浓度应≥________ mol·L-1。
现有0.175mol/L醋酸钠溶液500mL(已知醋酸的电离常数Ka=1.75x10)
(1)写出醋酸钠水解反应的化学方程式_____________________。
(2)下列图像能说明醋酸钠的水解反应达到平衡的是_____________________。
A.溶液中c (Na+)与反应时间t的关系 | B.CH3COO-的水解速率与反应时间t的关系 | C.溶液的PH与反应时间t的关系 | D.KW与反应时间t的关系 |
(3)在醋酸钠溶液中加入下列少量物质,水解平衡向正反应方向移动的有
A.冰醋酸 B.纯碱固体 C.醋酸钙固体 D.氯化铵固体
(4)在醋酸钠溶液中加入少量冰醋酸后,溶液中微粒浓度的关系式能成立的有
A.c(CH3COO-)+c(CH3COOH)>c(Na+)
B.c(Na+)+c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-)
C.c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)
D.c(CH3COO-)>c(H+)>c(OH-)>c(Na+)
(5)欲配制0.175mol/L醋酸钠溶液500mL,可采用以下两种方案:
方案一:用托盘天平称取_______g无水醋酸钠,溶于适量水中,配成500mL溶液。
方案二:用体积均为250 mL且浓度均为________的醋酸与氢氧化钠两溶液混合而成(设混合后的体积等于混合前两者体积之和)。
(6)在室温下,0.175mol/L醋酸钠溶液的PH约为________(已知醋酸根的水解反应的平衡常数K=Kw/Ka(CH3COOH))。
下表是不同温度下水的离子积的数据:
温度/℃ | 25 | t1 | t2 |
水的离子积 | 1×10-14 | a | 1×10-12 |
试回答以下问题:
(1)若25<t1<t2,则a________1×10-14(填“>”、“<”或“=”),做此判断的理由是___________________________________________________。
(2)25 ℃时,某Na2SO4溶液中c(SO42-)=5×10-4 mol·L-1,取该溶液1 mL加水稀释至10 mL,则稀释后溶液中c(Na+)∶c(OH-)=________。
(3)在t2温度下测得某溶液pH=7,该溶液显________(填“酸”、“碱”或“中”)性,将此温度下pH=11的NaOH溶液a L与pH=1的H2SO4溶液b L混合,若所得混合液pH=2,则a∶b=________。
电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量。已知如表数据。
化学式 | 电离平衡常数(25℃) |
NH3·H2O | Kb=1.77×10-5 |
HCN | Ka=4.93×10-10 |
CH3COOH | Ka=1.76×10-5 |
H2CO3 | Ka1=4.30×10-7,Ka2=5.61×10-11 |
(1)25℃时,pH=11的NaCN溶液中水电离出的c(OH-)____________mol/L。
(2)25℃时,有等浓度的NaCN溶液、Na2CO3溶液、CH3COONa溶液,三种溶液的pH由大到小的顺序为________。
(3)NH4Cl溶液呈______性(填“酸”、“碱”或“中”,下同),NH4HCO3溶液呈_______性,0.1mol/LNH4HCO3溶液中物质的量浓度最大的离子是_________(填化学式)。
(4)25℃时,等浓度的CH3COOH溶液和CH3COONa溶液等体积混合,混合溶液中各种离子浓度大小_________。
(5)向NaCN溶液中通入少量CO2,所发生反应的化学方程式______________。