Question

4．（1）在25℃时，HSCN、HClO、H₂CO₃的电离常数如表：

HClO	HSCN	H2CO3
K=3.2×10-8	K=0.13	K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11

①1mol•L^-1的KSCN溶液中，所有离子的浓度由大到小的顺序为c（K⁺）＞c（SCN^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）．
②向Na₂CO₃溶液中加入过量HClO溶液，反应的化学方程式为Na₂CO₃+HClO=NaHCO₃+NaClO．
③25℃时，为证明HClO为弱酸，某学习小组的同学设计了以下三种实验方案．下列三种方案中，你认为能够达到实验目的是ac（填字母）．
a．用pH计测量0.1mol•L^-1NaClO溶液的pH，若所得pH＞7，可证明HClO为弱酸
b．用pH试纸测量0.01mol•L^-1HClO溶液的pH，若测得pH＞2，可证明HClO为弱酸
c．用仪器测量浓度均为0.1mol•L^-1的HClO溶液和盐酸的导电性，若测得HClO溶液的导电性弱于盐酸，可证明HClO为弱酸
（2）①肼（N₂H₄）又称联氨，是一种可燃性的液体，可用作火箭燃料．联氨溶于水可以发生与氨水类似的电离．试写出联氨在水溶液中的电离方程式N₂H₄+H₂O?N₂H₅⁺+OH^-（写一步即可）．
②NH₄⁺在溶液中能发生水解反应．在25℃时，0.1mol•L^-1的氯化铵溶液由水电离出的氢离子浓度为1×10^-5mol•L^-1，则在该温度下此溶液中氨水的电离平衡常数K_b（NH₃•H₂O）=1×10^-5．

Answer 1

分析 （1）①KSCN溶液中SCN^-水解显碱性；
②分析电离平衡常数可知HSCN＞H₂CO₃＞HClO；碳酸钠和次氯酸反应生成碳酸氢钠和次氯酸钠；
③证明弱酸应设计实验证明溶液中存在电离平衡；
（2）①类比氨水的电离，写出肼在水溶液中的电离方程式；
②写出氨水电离方程式，计算出离子浓度，代入电离平衡常数表达式计算氨水的电离平衡常数．

解答 解：（1）①KSCN溶液中SCN^-水解显碱性，溶液中离子浓度大小为c（K⁺）＞c（SCN^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺），
故答案为：c（K⁺）＞c（SCN^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；
②分析电离平衡常数可知HSCN＞H₂CO₃＞HClO；碳酸钠和次氯酸反应生成碳酸氢钠和次氯酸钠，反应的化学方程式为：Na₂CO₃+HClO=NaHCO₃+NaClO，
故答案为：Na₂CO₃+HClO=NaHCO₃+NaClO；
③证明弱酸应设计实验证明溶液中存在电离平衡；
a．用pH计测量0.1mol•L^-1 NaClO溶液的pH，若测得pH＞7，说明次氯酸根离子水解，可证明HClO为弱酸，故a正确；
b．用pH试纸测量0.01mol•L^-1 HClO溶液的pH，由于次氯酸具有漂白性，PH试纸不能测定溶液PH，不能证明HClO为弱酸，故b错误；
c、用仪器测量浓度均为0.1mol•L^-1的HClO溶液和盐酸的导电性，若测得HClO溶液的导电性弱于盐酸，说明次氯酸溶液中离子浓度小于盐酸，存在电离平衡，可证明HClO为弱酸，故c正确；
故答案为：ac；
（2）①肼易溶于水，它是与氨类似的弱碱，则电离生成OH^-和阳离子，电离方程式为N₂H₄+H₂O=N₂H₅⁺+OH^-；
故答案为：N₂H₄+H₂O=N₂H₅⁺+OH^-；
②NH₄⁺在溶液中能发生水解反应，NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺
故c（NH₃•H₂O）=c（H⁺）=1×10^-5mol/L，则c（OH^-）=$\frac{Kw}{c（{H}^{+}）}$=$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-5}}$=10^-9mol/L，c（NH₄⁺）=0.1mol/L，
氨水的电离方程式为：NH₃•H₂O?NH₄⁺+OH^-
电离平衡常数Kb（NH₃•H₂O）=$\frac{c（N{{H}_{4}}^{+}）c（O{H}^{-}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$，
把以上数据代入平衡常数表达式：Kb（NH₃•H₂O）=$\frac{0.1mol/L×1{0}^{-9}mol/L}{1{0}^{-5}mol/L}$=1×10^-5mol/L，
故答案为：1×10^-5mol/L．

点评 本题考查了盐类水解和弱电解质电离程度分析判断，掌握基础是关键，电离方程式的书写及电离平衡常数的计算，其中电离平衡常数计算较难，应根据电离平衡表达式，计算出相应离子浓度代入表达式即可，注意次氯酸的漂白性，题目难度中等．