Question

10．常溫下，根據(jù)表中的幾種物質(zhì)的電離平衡常數(shù)回答下列問題：

NH3•H2O	2×10-5
HNO2	7×10-4
HClO	3×10-8
H2CO3	K1=4×10-7     K2=4×10-11

（1）常溫下，等濃度的NH₄NO₃和NH₄NO₂兩份溶液，測得NH₄NO₂溶液中c（NH₄⁺）較小，試分析原因：NO₂^-水解顯堿性，對(duì)銨根離子水解起到促進(jìn)作用．0.1mol•L^-1NH₄NO₂溶液中離子濃度由大到小的順序是c（NO₂^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），NO₂^-水解反應(yīng)的平衡常數(shù)K_h=1.4×10^-11  mol•L^-1（保留兩位有效數(shù)字）．
（2）常溫下，用氨水吸收CO₂得到NH₄HCO₃溶液，其pH＞7 （填“＞”、“＜”或“=”）；反應(yīng)NH₃•H₂O+H₂CO₃?NH₄⁺+HCO₃^-+H₂O的平衡常數(shù)K=800．
（3）少量CO₂通入到過量的NaClO溶液中發(fā)生反應(yīng)的離子方程式ClO^-+CO₂+H₂O═HCO₃^-+HClO：

Answer 1

分析 （1）相同溫度下等濃度的NH₄NO₃和NH₄NO₂兩份溶液，測得NH₄NO₂溶液中c（NH₄⁺）較小是因?yàn)镹O₂^-是弱酸陰離子水解顯堿性，銨根離子水解顯酸性，二者水解相互促進(jìn)，NH₃•H₂O電離平衡常數(shù)小于HNO₂，銨根離子水解程度大于亞硝酸根離子水解程度，溶液顯酸性，亞硝酸銨溶液中水解平衡：NO₂^-+H₂O?HNO₂+OH^-，依據(jù)水解平衡常數(shù)表達(dá)式，分子和分母都乘以氫離子濃度得到水解平衡常數(shù)Kh=$\frac{c（O{H}^{-}）c（HN{O}_{2}）}{c（N{{O}_{2}}^{-}）}$=$\frac{c（O{H}^{-}）c（HN{O}_{2}）}{c（N{{O}_{2}}^{-}）}$×$\frac{c（{H}^{+}）}{c（{H}^{+}）}$=$\frac{Kw}{Ka}$；
（2）根據(jù)鹽類水解規(guī)律，已知NH₃．H₂O的電離平衡常數(shù)K=1.75×10^-5，H₂CO₃的電離平衡常數(shù)K₁=4.4×10^-7，K₂=4.7×10^-11，越弱越水解判斷；反應(yīng)NH₃•H₂O+H₂CO₃?NH₄⁺+HCO₃^-+H₂O的平衡常數(shù)K=$\frac{c（N{{H}_{4}}^{+}）c（HC{{O}_{3}}^{-}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）c（{H}_{2}C{O}_{3}）}$=$\frac{c（N{{H}_{4}}^{+}）c（HC{{O}_{3}}^{-}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）c（{H}_{2}C{O}_{3}）}$×$\frac{c（{H}^{+}）c（O{H}^{-}）}{c（{H}^{+}）c（O{H}^{-}）}$=$\frac{Kb×K{a}_{1}}{c（{H}^{+}）c（O{H}^{-}）}$進(jìn)行計(jì)算；
（3）酸性強(qiáng)弱HClO＞HCO₃^-，根據(jù)強(qiáng)酸制取弱酸知，二者反應(yīng)生成碳酸氫鈉和次氯酸；

解答 解：（1）相同溫度下等濃度的NH₄NO₃和NH₄NO₂兩份溶液，測得NH₄NO₂溶液中c（NH₄⁺）較小，是因?yàn)镹O₂^-是弱酸陰離子水解顯堿性，銨根離子水解顯酸性，二者水解相互促進(jìn)；NH₃•H₂O電離平衡常數(shù)小于HNO₂，銨根離子水解程度大于亞硝酸根離子水解程度，溶液顯酸性，溶液中離子濃度大小為：c（NO₂^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；依據(jù)NO₂^-+H₂O?HNO₂+OH^-，水解平衡常數(shù)表達(dá)式Kh=$\frac{c（O{H}^{-}）c（HN{O}_{2}）}{c（N{{O}_{2}}^{-}）}$=$\frac{c（O{H}^{-}）c（HN{O}_{2}）}{c（N{{O}_{2}}^{-}）}$×$\frac{c（{H}^{+}）}{c（{H}^{+}）}$=$\frac{Kw}{Ka}$=$\frac{1{0}^{-14}}{7×1{0}^{-4}}$=1.4×10^-11；
故答案為：NO₂^-水解顯堿性，對(duì)銨根離子水解起到促進(jìn)作用，c（NO₂^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；1.4×10^-11；
（2）根據(jù)鹽類水解規(guī)律，已知NH₃．H₂O的電離平衡常數(shù)K=1.75×10^-5，H₂CO₃的電離平衡常數(shù)K₁=4.4×10^-7，K₂=4.7×10^-11，所以碳酸氫根的水解程度更大，所以NH₄HCO₃顯堿性，PH＞7，反應(yīng)NH₄⁺+HCO₃^-+H₂O═NH₃．H₂O+H₂CO₃的平衡常數(shù)K=$\frac{c（N{{H}_{4}}^{+}）c（HC{{O}_{3}}^{-}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）c（{H}_{2}C{O}_{3}）}$=$\frac{c（N{{H}_{4}}^{+}）c（HC{{O}_{3}}^{-}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）c（{H}_{2}C{O}_{3}）}$×$\frac{c（{H}^{+}）c（O{H}^{-}）}{c（{H}^{+}）c（O{H}^{-}）}$=$\frac{Kb×K{a}_{1}}{c（{H}^{+}）c（O{H}^{-}）}$=$\frac{2×1{0}^{-5}×4×1{0}^{-7}}{1{0}^{-14}}$=800，
故答案為：＞；800；　       
 （3）酸性強(qiáng)弱HClO＞HCO₃^-，根據(jù)強(qiáng)酸制取弱酸知，二者反應(yīng)生成碳酸氫鈉和次氯酸，離子方程式為ClO^-+CO₂+H₂O═HClO+HCO₃^-，
故答案為：ClO^-+CO₂+H₂O═HCO₃^-+HClO．

點(diǎn)評(píng) 本題考查了弱電解質(zhì)電離平衡、電離平衡常數(shù)計(jì)算、酸性強(qiáng)弱和鹽類水解原理分析、離子方程式等，掌握基礎(chǔ)是解題關(guān)鍵，題目難度中等．