Question

14．已知 25℃時K_sp[Mg（OH）₂]=1.8×10^-11，K_sp[Fe（OH）₃]=4.0×10^-38，K_b（NH₃•H₂O）=1.8×10^-5，下列敘述中不正確的是（　　）

• A． 25℃時，向等濃度的MgCl₂和FeCl₃混合溶液中逐滴加入氨水，先出現(xiàn)紅褐色沉淀
• B． 25℃時，MgCl₂溶液中有少量FeCl₃時，可以加入MgO進行除雜
• C． 25℃時，NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺的平衡常數(shù)為5×10^-10
• D． 25℃時，加大量水稀釋氨水，溶液中粒子的濃度均減小

Answer 1

分析 A．溶解度越小的物質在逐滴滴加氨水的過程中先得到沉淀，比較25℃下的K_sp可大致判斷；
B．比較25℃下Mg（OH）₂和Fe（OH）₃的溶度積常數(shù)，二者的溶度積常數(shù)相差較大，可以達到除雜的目的；
C．由25℃時氨水的堿性電離平衡常數(shù)K_b可推導；
D.25℃下，稀釋弱電解質溶液，可使得弱電解質電離度增加．

解答 解：A．由25℃下，K_sp[Fe（OH）₃]＜＜K_sp[Mg（OH）₂]可知，F(xiàn)e（OH）₃比Mg（OH）₂更易形成沉淀，向等濃度的MgCl₂和FeCl₃的混合溶液中逐滴滴入氨水，首先產(chǎn)生的是Fe（OH）₃沉淀，為紅褐色沉淀，故A正確；
B.25℃時，K_sp[Fe（OH）₃]＜＜K_sp[Mg（OH）₂]，二者溶度積常數(shù)數(shù)量級相差太大，沉淀可以達到分離的目的，當MgCl₂溶液中有少量FeCl₃時，加入MgO，加入發(fā)生沉淀轉化的反應，反應方程式應為2Fe³⁺+3MgO+3H₂O?2Fe（OH）₃+3Mg²⁺，根據(jù)多重平衡規(guī)則，該反應的平衡常數(shù)為$K=\frac{{c}^{3}（M{g}^{2+}）}{{c}^{2}（F{e}^{3+}）}=\frac{{K}_{sp}^{3}[Mg（OH）_{2}]}{{K}_{sp}^{2}[Fe（OH）_{3}]}$=3.6×10⁴²＞＞10⁶，反應正向進行的比較徹底，可見可以達到除雜的效果，故B正確；
C.25℃時，已知K_b（NH₃•H₂O），這是氨水的堿性電離平衡常數(shù)，方程式為：NH₃•H₂O?$N{H}_{4}^{+}+O{H}^{-}$，而對于所求方程式：$N{H}_{4}^{+}+{H}_{2}O$?$N{H}_{3}•{H}_{2}O+{H}^{+}$，該反應的平衡常數(shù)為$K=\frac{c（{H}^{+}）c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}{c（N{H}_{4}^{+}）}$，由于溶液中存在${K}_{w}=c（{H}^{+}）c（O{H}^{-}）$，則K=$\frac{{K}_{w}c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}{c（O{H}^{-}）c（N{H}_{4}^{+}）}$=$\frac{{K}_{w}}{\frac{c（O{H}^{-}）c（N{H}_{4}^{+}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}}=\frac{{K}_{w}}{{K}_（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$=$\frac{1{0}^{-14}}{1.8×1{0}^{-5}}=5.6×1{0}^{-10}$，故C正確；
D.25℃下，加入大量水稀釋氨水，稀釋弱電解質會增加弱電解質的電離度，NH₃•H₂O?NH₄⁺+OH^-，可以促進氨水的電離平衡向正反應方向移動，而粒子的濃度同時取決于粒子的物質的量和溶液的體積，顯然，對于稀釋弱電解質來說，溶液體積的增量超過粒子物質的量的增量，則$c=\frac{n}{V}$總的來講是減小的，因此溶液中c（OH^-）是減小的，而溶液中$c（{H}^{+}）=\frac{{K}_{w}}{c（O{H}^{-}）}$反而是增大的，并不是溶液中所有粒子濃度均減小，故D錯誤；
故選D．

點評 本題考查溶度積常數(shù)的運用，利用溶度積常數(shù)判斷物質的溶解度，弱電解質的電離平衡，以及平衡常數(shù)的計算．需知，平衡常數(shù)的推導基本是在多重平衡的規(guī)則下進行的推導，這與實驗是吻合的，需要練習這方面的推導能力．題目難度不大，是基礎題．