题目内容

9.运用化学反应原理研究溶液的组成与性质具有重要意义.请回答下列问题:
(1)氨水显弱碱性,若用水稀释0.1mol•L-1的氨水,溶液中随着水量的增加而增大的是②④(填写序号)
①$\frac{{c(N{H_3}•{H_2}O)}}{{c(N{H_4}^+)}}$    ②$\frac{{c({H^+})}}{{c(O{H^-})}}$   ③c(H+)和c(OH-)的乘积     ④c(H+
(2)室温下,将0.01mol•L-1 NH4HSO4溶液与0.01mol•L-1烧碱溶液等体积混合,所得溶液中所有离子的物质的量浓度大小关系为c(Na+)=c(SO42-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)(用具体离子的浓度表达式回答).
(3)已知:25℃时,Ksp(AgCl)=1.6×10-10(mol•L-12,Ksp(AgI)=1.5×10-16(mol•L-12.在25℃条件下,向0.1L0.002mol•L-1的NaCl溶液中逐滴加入O.1L0.002mol•L-1的AgNO3溶液,有白色沉淀生成,从难溶电解质的溶解平衡角度解释产生沉淀的原因是c(Ag+).c(Cl-)>Ksp(AgCl),向反应后的浑浊液中继续加入0.1L0.002mol•L-1的NaI溶液,观察到白色沉淀转化为黄色沉淀,产生该现象原因是(用离子方程式回答)AgCl(s)+I-(aq)=AgI(s)+Cl-(aq).
(4)在25℃条件下,将a mol•L-1的醋酸与b mol•L-1的烧碱溶液等体积混合(混合后体积为混合前体积之和),充分反应后所得溶液显中性.则25℃条件下所得混合溶液中醋酸的电离平衡常数为$\frac{b×1{0}^{-7}}{a-b}$mol•L-1(用含a、b的式子表示).
(5)用惰性电极电解含有NaHCO3的NaCl溶液,假设电解过程中产生的气体全部逸出,测得溶液pH变化如右图所示.则在0→t1时间内,阳极反应式为2Cl--2e-=Cl2↑,溶液pH升高比较缓慢的原因是(用离子方程式回答)HCO3-+OH-=CO32-+H2O.

分析 (1)用水稀释0.1mol/L氨水时,溶液中随着水量的增加,由NH3.H2O?OH-+NH4+可知,n(OH-)增大,但溶液的体积增大的多,则c(OH-)减小,加水促进电离,则n(NH3.H2O)减少;
(2)向 NH4HSO4中滴加NaOH溶液,当二者物质的量相同时,c(Na+)=c(SO42-),但此时溶液中还有NH4+,NH4+水解使溶液呈酸性,因此要使溶液呈中性,则还需继续滴入NaOH;
(3)根据Qc与Ksp的相对大小来确定有没有沉淀产生,溶解度越小越易形成沉淀;
(4)将a mol•L-1的氨水与b mol•L-1的盐酸等体积混合,反应后溶液显中性,溶液中c(OH-)=1×10-7mol/L,根据k的公式计算;
(5)用惰性电极电解混合溶液时,分两段进行,第一段:相当于电解氯化钠溶液,阳极上氯离子放电,阴极上氢离子放电,同时生成氢氧化钠,氢氧化钠和碳酸氢钠反应生成碳酸钠和水,当氯离子完全析出后,发生第二段电解,第二段电解:相当于电解碳酸氢钠和碳酸钠的混合液,阳极上氢氧根离子放电,阴极上氢离子放电,实际上相当于电解水.

解答 解:(1)①由NH3.H2O?OH-+NH4+可知,加水促进电离,则c(NH3.H2O)减少,c(OH-)减小,平衡正向移动,所以NH3.H2O分子减小的程度大,$\frac{c(N{H}_{3}•{H}_{2}O)}{c(N{H}_{4}^{+})}$减小,故错误;
②由NH3.H2O?OH-+NH4+可知,加水促进电离,n(OH-)增大,但溶液的体积增大的多,则c(OH-)减小,c(H+)和c(OH-)的乘积不变,则c(H+)增大,所以$\frac{c({H}^{+})}{c(O{H}^{-})}$增大,故正确;
③因加水稀释时,温度不变,则c(H+)和c(OH-)的乘积不变,故错误;
④由NH3.H2O?OH-+NH4+可知,加水促进电离,n(OH-)增大,但溶液的体积增大的多,则c(OH-)减小,c(H+)和c(OH-)的乘积不变,则c(H+)增大,故正确;
故答案为:②④;
(2)NH4HSO4中滴入NaOH溶液,NaOH首先与NH4HSO4电离出的H+作用,因为H+结合OH-的能力比NH4+结合OH-的能量强(原因是产物H2O比NH3•H2O更难电离).当加入等摩尔的NaOH时,正好将H+中和,此时c(Na+)=c(SO42-),但此时溶液中还有NH4+,NH4+水解使溶液呈酸性,则溶液中所有离子的物质的量浓度由大到小的顺序为:c(Na+)=c(SO42-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-);
故答案为:c(Na+)=c(SO42-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-);
(3)Qc=c(Ag+).c(Cl-)=0.001mol•L-l×0.001mol•L-l=10-6>Ksp(AgCl),所以有沉淀,KSP(AgCl)>KSP(AgI)沉淀转化,所以AgCl会转化为AgI,白色沉淀转化为黄色沉淀,离子反应为AgCl(s)+I-(aq)=AgI(s)+Cl-(aq),
故答案为:c(Ag+).c(Cl-)>Ksp(AgCl);AgCl(s)+I-(aq)=AgI(s)+Cl-(aq);
(4)将a mol•L-1的氨水与b mol•L-1的盐酸等体积混合,反应后溶液显中性,溶液中c(OH-)=1×10-7mol/L,
溶液中c(NH4+)=c(Cl-)=$\frac{b}{2}$mol/L,混合后反应前c(NH3•H2O)=$\frac{a}{2}$mol/L,则反应后c(NH3•H2O)=($\frac{a}{2}$-$\frac{b}{2}$)mol/L,
则k=$\frac{c(N{H}_{4}^{+})×c(O{H}^{-})}{c(N{H}_{3}•{H}_{2}O)}$=$\frac{\frac{b}{2}×1{0}^{-7}}{\frac{a}{2}-\frac{b}{2}}$=$\frac{b×1{0}^{-7}}{a-b}$,
故答案为:$\frac{b×1{0}^{-7}}{a-b}$;
(5)在0→t1时间内,相当于电解氯化钠溶液,阳极上氯离子放电,电极反应式为2Cl--2e-═Cl2↑,阴极上氢离子放电,电极反应式为:2H++2e-═H2↑;用惰性电极电解氯化钠溶液时,阳极上析出氯气,阴极上析出氢气,同时溶液中还有氢氧化钠生成,氢氧化钠和碳酸氢钠反应生成碳酸钠,离子反应方程式为OH-+HCO3-═H2O+CO32-,所以溶液pH升高比较缓慢,
故答案为:2Cl--2e-=Cl2↑;HCO3-+OH-=CO32-+H2O.

点评 本题考查较为综合,涉及电化学知识、弱电解质的电离以及沉淀溶解平衡,侧重于学生的分析能力和计算能力的考查,为高频考点,难度较大,注意相关计算公式的运用.

练习册系列答案
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19.现有A、B、C、D、E五种短周期主族元素,其原子序数依次增大,它们之间关系如下:
Ⅰ.原子半径:A<C<B<E<D
Ⅱ.原子的核外电子层数:B=C=2A
Ⅲ.B元素的主要化合价:最高正价+最低负价=2
Ⅳ.C是周期表中非金属性最强的元素
V.原子的最外层电子数:B+D=8
VI.E是同周期中半径最小的原子
请回答:
(1)实验室制取E的单质反应离子方程式为MnO2+4H++2Cl-$\frac{\underline{\;\;△\;\;}}{\;}$Mn2++2H2O+C12↑.
(2)只有A和B两种元素组成的属于离子晶体的化合物可能为NH4H(或(NH43N、NH4N3)(用化学式表示).
(3)由D元素形成的氢氧化物,与强碱溶液反应的离子方程式为Al(OH)3+OH-=AlO2-+H2O.
下列可作为比较D和Mg金属性强弱的方法是bc(填代号).
a.测两种元素单质的硬度和熔、沸点       b.比较最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱
c.比较单质与同浓度盐酸反应的剧烈程度   d..比较两种元素在化合物中化合价的高低
(4)由B、C元素组成的化合物BC3,该化合物具有强氧化性,与水反应生成两种酸和一种无色气体,该气体常温下遇空气变红棕色,写出该化合物与水反应的化学方程式3NF3+5H2O=HNO3+2NO↑+9HF.
(5)由A、B和C三种元素组成的盐,常温下其水溶液显酸性,写出检验该盐中所含阳离子的离子方程式NH4++OH-$\frac{\underline{\;\;△\;\;}}{\;}$NH3↑+H2O;
(6)下图Ⅰ、Ⅱ分别是甲、乙两组同学将与B元素同主族的砷元素的化合物按反应“AsO43-+2I-+2H+?AsO33-+I2+H2O”设计成的原电池装置,其中C1、C2均为碳棒.甲组向图Ⅰ烧杯中逐滴加入适量浓盐酸或40% NaOH溶液,电流表指针都不发生偏转;乙组经思考后先添加了一种离子交换膜,然后向图Ⅱ烧杯右侧中逐滴加入适量40%NaOH溶液,发现电流表指针发生偏转.
①甲组电流表指针都不发生偏转的原因是氧化还原反应在电解质溶液中直接进行,没有电子沿导线通过.
②乙组添加的是阳(填“阴”或“阳”)离子交换膜.

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