Question

（1）加熱FeCl₃溶液，溶液的顏色會不斷加深，可得到一種紅褐色透明液體．該變化過程的離子反應方程式為

 

．
（2）向盛有1mL 0.1mol/L MgCl₂溶液的試管中滴加2滴2mol/L NaOH溶液，有白色沉淀生成，再滴加2滴0.1mol/LFeCl₃溶液，靜置．可以觀察到白色沉淀轉變?yōu)榧t褐色沉淀．簡述產(chǎn)生該現(xiàn)象的原因：

 

．
（3）常溫下，如果取0.1mol/L HA溶液與0.1mol/L NaOH溶液等體積混合（忽略混合后溶液體積的變化），測得混合溶液的pH=9，求出混合液中下列算式的精確計算結果（填具體數(shù)字）：c（OH^-）-c（HA）=

 

mol/L．
（4）電離平衡常數(shù)是衡量弱電解質電離程度強弱的物理量．已知：

化學式	電離常數(shù)（25℃）
HCN	K=4.9×10-10
CH3COOH	K=1.8×10-5
H2CO3	K1=4.3×10-7、K2=5.6×10-11

25℃時，有等物質的量濃度的A．NaCN溶液  B．Na₂CO₃溶液 C．CH₃COONa溶液，三溶液的pH由大到小的順序為

 

．（用字母表示）
（5）向NaCN溶液中通入少量CO₂，所發(fā)生反應的化學方程式為

 

．

Answer 1

考點：鹽類水解的應用,弱電解質在水溶液中的電離平衡,難溶電解質的溶解平衡及沉淀轉化的本質

專題：基本概念與基本理論

分析：（1）氯化鐵是強酸弱堿鹽，鐵離子水解生成氫氧化鐵膠體而使溶液呈紅褐色；
（2）氯化鎂和NaOH反應生成白色氫氧化鎂沉淀，向溶液中滴加氯化鐵溶液，氫氧化鎂轉化為氫氧化鐵沉淀，溶解度大的難溶物能轉化為溶解度小的難溶物；
（3）等物質的量的一元酸和一元堿恰好反應生成鹽和水，溶液呈堿性，說明該鹽為強堿弱酸鹽，溶液中存在電荷守恒c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（A^-）、物料守恒c（Na⁺）=c（A^-）+c（HA），所以得c（HA）+c（H⁺）=c（OH^-），則c（H⁺）=c（OH^-）-c（HA），據(jù)此分析解答；
（4）酸的電離平衡常數(shù)越大，其相應酸根離子水解程度越小，相同濃度的鈉鹽溶液，酸根離子水解程度越大，其鈉鹽溶液pH越大；
（5）酸性強弱順序是H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，強酸和弱酸鹽反應生成弱酸．

解答： 解：（1）化鐵是強酸弱堿鹽，鐵離子水解生成氫氧化鐵膠體而使溶液呈紅褐色，水解方程式為Fe³⁺+3H₂O?Fe（OH）₃+3H⁺，
故答案為：Fe³⁺+3H₂O?Fe（OH）₃+3H⁺；
（2）氯化鎂和NaOH反應生成白色氫氧化鎂沉淀，向溶液中滴加氯化鐵溶液，氫氧化鎂轉化為氫氧化鐵沉淀，溶解度大的難溶物能轉化為溶解度小的難溶物，白色沉淀轉化為紅褐色沉淀，說明Fe（OH）₃溶解度比Mg（OH）₂更小，
故答案為：Fe（OH）₃溶解度比Mg（OH）₂更��；
（3）等物質的量的一元酸和一元堿恰好反應生成鹽和水，溶液呈堿性，說明該鹽為強堿弱酸鹽，溶液中存在電荷守恒c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（A^-）、物料守恒c（Na⁺）=c（A^-）+c（HA），所以得c（HA）+c（H⁺）=c（OH^-），則c（H⁺）=c（OH^-）-c（HA）=10^-9mol/L，
故答案為：10^-9；
（4）酸的電離平衡常數(shù)越大，其相應酸根離子水解程度越小，酸性強弱順序是CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，酸根離子水解程度CO₃^2-＞CN^-＞CH₃COO^-，酸根離子水解程度越大，其鈉鹽溶液pH越大，所以這幾種鈉鹽pH大小順序是B＞A＞C，故答案為：B＞A＞C；
（5）酸性強弱順序是H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，強酸和弱酸鹽反應生成弱酸，反應方程式為NaCN+H₂O+CO₂=HCN+NaHCO₃，
故答案為：NaCN+H₂O+CO₂=HCN+NaHCO₃．

點評：本題考查鹽類水解、弱電解質的電離、離子濃度大小比較等知識點，知道電離平衡常數(shù)與酸根離子水解程度關系，會利用平衡思想確定離子濃度大小，題目難度中等．