Question

11．氨、硫、氯及其化合物對環(huán)境有著重要的影響，在化工生產(chǎn)和日常生活中的用途也十分廣泛，如用做漂白劑、沉淀劑、農(nóng)藥、化肥等．
（1）以N₂ 和H₂ 為原料合成氫氣的反應為：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=QkJ．mol^-1．已知N-N 鍵鍵能為946kJ．mol^-1，H-H鍵鍵能為436kJ．mol ^-1，N-H鍵鍵能為391kJ．mol^-1，則Q=-92．
（2）將體積均為560mL（標準狀況下）的SO₂  和Cl₂ 同時緩慢通水中，得到1.0L溶液，則溶液pH=1．
（3）物質(zhì)的量濃度相等的NH₄HSO₃溶液和NaHSO₃溶液中，陰離子的電離程度較小的是NH₄HSO₃（填化學式），原因是銨根離子水解呈酸性，抑制亞硫酸氫根離子的電離
（4）用惰性電極電解NaHSO₃ 溶液的裝置如圖所示，則I是Na₂SO₃（填化學式，下同），陽極區(qū)放出的混合氣體的成分為O₂、SO₂．
（5）氨水是一種常見的沉淀劑．向1.0L2.0×10^-4mol．L^-1的MgCl₂ 溶液中通入 （不考慮溶液體積的變化），有白色沉淀生成．
①寫出生成白色沉淀的離子方程式Mg²⁺+2NH₃•H₂O=Mg（OH）₂↓+2NH₄⁺．
②當反應中開始有白色沉淀出現(xiàn)時，通人的體積（標準狀況）為118.72mL．（已知實驗條件下NH₃．H₂O的電離平衡常數(shù)為1.8×l0^-5，K_sp[Mg（OH）₂]=1.8×10^-11）

Answer 1

分析 （1）△H=反應物的鍵能之和-生成物的鍵能之和；
（2）等體積SO₂和Cl₂ 同時緩慢通水中發(fā)生Cl₂+SO₂+2H₂O=H₂SO₄+2HCl，結(jié)合方程式計算；
（3）NH₄HSO₃溶液銨根離子水解呈酸性，抑制亞硫酸氫根離子的電離；
（4）陰極生成氫氣，同時生成OH^-，與NaHSO₃溶液反應生成Na₂SO₃；陽極生成氧氣，同時生成H⁺，與NaHSO₃反應生成SO₂；
（5）氨水溶液呈堿性，與MgCl₂ 溶液反應生成氫氧化鎂沉淀，根據(jù)Ksp計算生成沉淀時的c（OH^-），結(jié)合氨水的電離平衡常數(shù)計算需要氨氣的體積．

解答 解：1）△H=反應物的鍵能之和-生成物的鍵能之和=（946kJ．mol^-1）+3×（436kJ．mol ^-1）-6×（391kJ．mol^-1）=-92kJ．mol^-1，
故答案為：-92；
（2）n（SO₂）=n（Cl₂）=$\frac{0.56L}{22.4L/mol}$=0.025mol，
等體積SO₂和Cl₂ 同時緩慢通水中發(fā)生Cl₂+SO₂+2H₂O=H₂SO₄+2HCl，則生成n（H⁺）=0.025mol×4=0.1mol，c（H⁺）=$\frac{0.1mol}{1.0L}$=0.1mol/L，
pH=-lg0.1=1，
故答案為：1；
（3）NH₄HSO₃溶液銨根離子水解呈酸性，抑制亞硫酸氫根離子的電離，則陰離子的電離程度較小的是NH₄HSO₃，
故答案為：NH₄HSO₃；銨根離子水解呈酸性，抑制亞硫酸氫根離子的電離；
（4）陰極生成氫氣，同時生成OH^-，與NaHSO₃溶液反應生成Na₂SO₃，陽極生成氧氣，同時生成H⁺，與NaHSO₃反應生成SO₂，
故答案為：Na₂SO₃；O₂、SO₂；
（5）①氨水溶液呈堿性，與MgCl₂ 溶液反應生成氫氧化鎂沉淀，反應的離子方程式為Mg²⁺+2NH₃•H₂O=Mg（OH）₂↓+2NH₄⁺，
故答案為：Mg²⁺+2NH₃•H₂O=Mg（OH）₂↓+2NH₄⁺；
②開始有白色沉淀出現(xiàn)時，c（OH^-）=$\sqrt{\frac{1.8×1{0}^{-11}}{2.0×1{0}^{-4}}}$mol/L=3×l0^-4mol/L，
結(jié)合氨水的電離平衡常數(shù)=$\frac{c（N{{H}_{4}}^{+}）•c（O{H}^{-}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$=$\frac{{c}^{2}（O{H}^{-}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$=1.8×l0^-5，c（NH₃．H₂O）=5×l0^-3mol/L，
未電離前c（NH₃．H₂O）=5×l0^-3mol/L+3×l0^-4mol/L=5.3×l0^-3mol/L，
n（NH₃）=5.3×l0^-3mol，
通入氨氣的體積=5.3×l0^-3mol/L×22.4L/mol=0.11872L=118.72mL，
故答案為：118.72．

點評 本題考查較為綜合，涉及化學反應與能量變化、pH的計算、鹽類的水解以及難溶電解質(zhì)的溶解平衡等問題，為高考常見題型，側(cè)重于學生的分析、計算能力的考查，注意相關(guān)知識的積累，難度中等．