Question

9．運用化學反應原理研究溶液的組成與性質具有重要意義．請回答下列問題：
（1）氨水顯弱堿性，若用水稀釋0.1mol•L^-1的氨水，溶液中隨著水量的增加而增大的是②④（填寫序號）
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^-）的乘積     ④c（H⁺）
（2）室溫下，將0.01mol•L^-1 NH₄HSO₄溶液與0.01mol•L^-1燒堿溶液等體積混合，所得溶液中所有離子的物質的量濃度大小關系為c（Na⁺）=c（SO₄^2-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）（用具體離子的濃度表達式回答）．
（3）已知：25℃時，Ksp（AgCl）=1.6×10^-10（mol•L^-1）²，Ksp（AgI）=1.5×10^-16（mol•L^-1）²．在25℃條件下，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，從難溶電解質的溶解平衡角度解釋產(chǎn)生沉淀的原因是c（Ag⁺）．c（Cl^-）＞Ksp（AgCl），向反應后的渾濁液中繼續(xù)加入0.1L0.002mol•L^-1的NaI溶液，觀察到白色沉淀轉化為黃色沉淀，產(chǎn)生該現(xiàn)象原因是（用離子方程式回答）AgCl（s）+I^-（aq）=AgI（s）+Cl^-（aq）．
（4）在25℃條件下，將a mol•L^-1的醋酸與b mol•L^-1的燒堿溶液等體積混合（混合后體積為混合前體積之和），充分反應后所得溶液顯中性．則25℃條件下所得混合溶液中醋酸的電離平衡常數(shù)為$\frac{b×1{0}^{-7}}{a-b}$mol•L^-1（用含a、b的式子表示）．
（5）用惰性電極電解含有NaHCO₃的NaCl溶液，假設電解過程中產(chǎn)生的氣體全部逸出，測得溶液pH變化如右圖所示．則在0→t₁時間內(nèi)，陽極反應式為2Cl^--2e^-=Cl₂↑，溶液pH升高比較緩慢的原因是（用離子方程式回答）HCO₃^-+OH^-=CO₃^2-+H₂O．

Answer 1

分析 （1）用水稀釋0.1mol/L氨水時，溶液中隨著水量的增加，由NH₃．H₂O?OH^-+NH₄⁺可知，n（OH^-）增大，但溶液的體積增大的多，則c（OH^-）減小，加水促進電離，則n（NH₃．H₂O）減少；
（2）向 NH₄HSO₄中滴加NaOH溶液，當二者物質的量相同時，c（Na⁺）=c（SO₄^2-），但此時溶液中還有NH₄⁺，NH₄⁺水解使溶液呈酸性，因此要使溶液呈中性，則還需繼續(xù)滴入NaOH；
（3）根據(jù)Qc與Ksp的相對大小來確定有沒有沉淀產(chǎn)生，溶解度越小越易形成沉淀；
（4）將a mol•L^-1的氨水與b mol•L^-1的鹽酸等體積混合，反應后溶液顯中性，溶液中c（OH^-）=1×10^-7mol/L，根據(jù)k的公式計算；
（5）用惰性電極電解混合溶液時，分兩段進行，第一段：相當于電解氯化鈉溶液，陽極上氯離子放電，陰極上氫離子放電，同時生成氫氧化鈉，氫氧化鈉和碳酸氫鈉反應生成碳酸鈉和水，當氯離子完全析出后，發(fā)生第二段電解，第二段電解：相當于電解碳酸氫鈉和碳酸鈉的混合液，陽極上氫氧根離子放電，陰極上氫離子放電，實際上相當于電解水．

解答 解：（1）①由NH₃．H₂O?OH^-+NH₄⁺可知，加水促進電離，則c（NH₃．H₂O）減少，c（OH^-）減小，平衡正向移動，所以NH₃．H₂O分子減小的程度大，$\frac{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}{c（N{H}_{4}^{+}）}$減小，故錯誤；
②由NH₃．H₂O?OH^-+NH₄⁺可知，加水促進電離，n（OH^-）增大，但溶液的體積增大的多，則c（OH^-）減小，c（H⁺）和c（OH^-）的乘積不變，則c（H⁺）增大，所以$\frac{c（{H}^{+}）}{c（O{H}^{-}）}$增大，故正確；
③因加水稀釋時，溫度不變，則c（H⁺）和c（OH^-）的乘積不變，故錯誤；
④由NH₃．H₂O?OH^-+NH₄⁺可知，加水促進電離，n（OH^-）增大，但溶液的體積增大的多，則c（OH^-）減小，c（H⁺）和c（OH^-）的乘積不變，則c（H⁺）增大，故正確；
故答案為：②④；
（2）NH₄HSO₄中滴入NaOH溶液，NaOH首先與NH₄HSO₄電離出的H⁺作用，因為H⁺結合OH^-的能力比NH₄⁺結合OH^-的能量強（原因是產(chǎn)物H₂O比NH₃•H₂O更難電離）．當加入等摩爾的NaOH時，正好將H⁺中和，此時c（Na⁺）=c（SO₄^2-），但此時溶液中還有NH₄⁺，NH₄⁺水解使溶液呈酸性，則溶液中所有離子的物質的量濃度由大到小的順序為：c（Na⁺）=c（SO₄^2-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；
故答案為：c（Na⁺）=c（SO₄^2-）＞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，K_SP（AgCl）＞K_SP（AgI）沉淀轉化，所以AgCl會轉化為AgI，白色沉淀轉化為黃色沉淀，離子反應為AgCl（s）+I^-（aq）=AgI（s）+Cl^-（aq），
故答案為：c（Ag⁺）．c（Cl^-）＞Ksp（AgCl）；AgCl（s）+I^-（aq）=AgI（s）+Cl^-（aq）；
（4）將a mol•L^-1的氨水與b mol•L^-1的鹽酸等體積混合，反應后溶液顯中性，溶液中c（OH^-）=1×10^-7mol/L，
溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=$\frac{2}$mol/L，混合后反應前c（NH₃•H₂O）=$\frac{a}{2}$mol/L，則反應后c（NH₃•H₂O）=（$\frac{a}{2}$-$\frac{2}$）mol/L，
則k=$\frac{c（N{H}_{4}^{+}）×c（O{H}^{-}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$=$\frac{\frac{2}×1{0}^{-7}}{\frac{a}{2}-\frac{2}}$=$\frac{b×1{0}^{-7}}{a-b}$，
故答案為：$\frac{b×1{0}^{-7}}{a-b}$；
（5）在0→t₁時間內(nèi)，相當于電解氯化鈉溶液，陽極上氯離子放電，電極反應式為2Cl^--2e^-═Cl₂↑，陰極上氫離子放電，電極反應式為：2H⁺+2e^-═H₂↑；用惰性電極電解氯化鈉溶液時，陽極上析出氯氣，陰極上析出氫氣，同時溶液中還有氫氧化鈉生成，氫氧化鈉和碳酸氫鈉反應生成碳酸鈉，離子反應方程式為OH^-+HCO₃^-═H₂O+CO₃^2-，所以溶液pH升高比較緩慢，
故答案為：2Cl^--2e^-=Cl₂↑；HCO₃^-+OH^-=CO₃^2-+H₂O．

點評 本題考查較為綜合，涉及電化學知識、弱電解質的電離以及沉淀溶解平衡，側重于學生的分析能力和計算能力的考查，為高頻考點，難度較大，注意相關計算公式的運用．