Question

19．（1）氨的水溶液顯弱堿性，其原因為NH₃•H₂O?NH₄⁺+OH^-（用離子方程式表示），0.1的氨水中加入少量的NH₄Cl固體，溶液的pH降低（填“升高”或“降低”）；若加入少量的明礬，溶液中的NH₄⁺的濃度增大增大（填“增大”或“減小”）；
（2）25℃，在0.10mol•L^-1H₂S溶液中，通入HCl氣體或加入NaOH固體以調(diào)節(jié)溶液pH，溶液pH與c（S^2-）關(guān)系如圖（忽略溶液體積的變化、H₂S的揮發(fā)）．
①pH=13時，溶液中的c（H₂S）+c（HS^-）=0.0430.043mol•L^-1；
②某溶液含0.020mol•L^-1Mn²⁺、0.10mol•L^-1H₂S，當(dāng)溶液pH=55時，Mn²⁺開始沉淀．[已知：
Ksp（MnS）=2.8×10^-13]．
（3）25℃，兩種酸的電離平衡常數(shù)如表．

	Ka1	Ka2
H2SO3	1.3×10-2	6.3×10-8
H2CO3	4.2×10-7	5.6×10-11

①HSO₃^-的電離平衡常數(shù)表達(dá)式K=$\frac{c（{H}^{+}）c（S{{O}_{3}}^{2-}）}{c（HS{{O}_{3}}^{-}）}$；
②0.10mol•L^-1Na₂SO₃溶液中離子濃度由大到小的順序為c（Na⁺）＞c（SO₃^2-）＞c（OH^-）＞c（HSO₃^-）＞c（H⁺）；
③H₂SO₃溶液和NaHCO₃溶液反應(yīng)的離子方程式為H₂SO₃+HCO₃^-=HSO₃^-+CO₂↑+H₂O；
（4）銀是一種貴金屬，古代常用于制造錢幣及裝飾器皿，現(xiàn)代在電池和照明器材等領(lǐng)域亦有廣泛應(yīng)用．久存的銀器皿表面會變黑，失去銀白色的光澤，原因是Ag與空氣中微量H₂S反應(yīng)生成黑色的Ag₂S，已知K_sp（AgCl）=1.8×10^-10，若向5mL0.018mol•L^-1的AgNO₃溶液中加入5mL0.020mol•L^-1的鹽酸，混合后溶液中的Ag⁺的濃度為1.8×10^-81.8×10^-8mol•L^-1，pH為1．

Answer 1

分析 （1）氨的水溶液中一水合氨是弱電解質(zhì)存在電離平衡，電離出銨根離子和氫氧根離子顯弱堿性，0.1的氨水中加入少量的NH₄Cl固體，溶解后銨根離子濃度增大，一水合氨電離平衡逆向進(jìn)行，若加入少量的明礬，溶解后鋁離子結(jié)合氫氧根離子生成氫氧化鋁沉淀，促進(jìn)一水合氨電離平衡正向進(jìn)行；
（2）①pH=13時，c（S^2-）=5.7×10^-2mol/L，在0.10mol•L^-1H₂S中根據(jù)硫守恒c（H₂S）+c（HS^-）+c（S^2-）=0.10mol•L^-1；
②當(dāng)Qc=K_sp（MnS）時開始沉淀，由此求出硫離子的濃度，結(jié)合圖象得出此時的pH；
（3）①HSO₃^-的電離方程式為：HSO₃^-?H⁺+SO₃^2-，平衡常數(shù)表達(dá)式為K=$\frac{c（{H}^{+}）c（S{{O}_{3}}^{2-}）}{c（HS{{O}_{3}}^{-}）}$；
②Na₂SO₃溶液顯堿性，SO₃^2-存在兩步水解，以第一步水解為主，水解程度較小，據(jù)此判斷離子濃度關(guān)系；
③由表可知H₂SO₃的二級電離小于H₂CO₃的一級電離，則酸性強(qiáng)弱H₂SO₃＞H₂CO₃＞HSO₃^-，所以反應(yīng)的主要離子方程式為H₂SO₃+HCO₃^-=HSO₃^-+CO₂↑+H₂O，而不是為H₂SO₃+2HCO₃^-=SO₃^2-+2CO₂↑+2H₂O；
（4）長期放置在空氣中的銀制品，其表面會逐漸變黑，這是由于銀和空氣中的微量硫化氫發(fā)生了反應(yīng)生成黑色的Ag₂S；n（AgNO₃）=0.05L×0.018mol/L=0.0009mol，n（HCl）=0.05L×0.020mol/L=0.001mol，硝酸銀和HCl發(fā)生反應(yīng)AgNO₃+HCl=AgCl↓+HNO₃，根據(jù)方程式知，HCl剩余，計算混合溶液中c（Cl^-）、c（Ag⁺）、c（H⁺）溶液的pH=-lgc（H⁺）．

解答 解：（1）氨的水溶液中一水合氨是弱電解質(zhì)存在電離平衡，電離出銨根離子和氫氧根離子顯弱堿性，電離方程式為：NH₃•H₂O?NH₄⁺+OH^-；0.1的氨水中加入少量的NH₄Cl固體，溶解后銨根離子濃度增大，一水合氨電離平衡逆向進(jìn)行，氫氧根離子濃度減小，溶液PH降低，加入少量的明礬，溶解后鋁離子結(jié)合氫氧根離子生成氫氧化鋁沉淀，促進(jìn)一水合氨電離平衡正向進(jìn)行，銨根離子濃度增大，
故答案為：NH₃•H₂O?NH₄⁺+OH^-；降低；增大；
（2）①根據(jù)溶液pH與c（S^2-）關(guān)系圖pH=13時，c（S^2-）=5.7×10^-2mol/L，在0.10mol•L^-1H₂S溶液中根據(jù)硫守恒c（H₂S）+c（HS^-）+c（S^2-）=0.10mol•L^-1，所以c（H₂S）+c（HS^-）=0.1-5.7×10^-2=0.043mol/L，
故答案為：0.043；
②當(dāng)Qc=K_sp（MnS）時開始沉淀，所以c（S^2-）=$\frac{Ksp（MnS）}{c（M{n}^{2+}）}$=$\frac{2.8×1{0}^{-13}}{0.02}$mol/L=1.4×10^-11mol/L，結(jié)合圖象得出此時的pH=5，所以pH=5時亞鐵離子開始沉淀，
故答案為：5；
（3）①HSO₃^-的電離方程式為：HSO₃^-?H⁺+SO₃^2-，平衡常數(shù)表達(dá)式為K=$\frac{c（{H}^{+}）c（S{{O}_{3}}^{2-}）}{c（HS{{O}_{3}}^{-}）}$，故答案為：$\frac{c（{H}^{+}）c（S{{O}_{3}}^{2-}）}{c（HS{{O}_{3}}^{-}）}$；
②Na₂SO₃溶液顯堿性，SO₃^2-存在兩步水解：SO₃^2-+H₂O?HSO₃^-+OH^-，HSO₃^-+H₂O?H₂SO₃+OH^-，以第一步水解為主，水解程度較小，則0.1mol/L Na₂SO₃溶液中的離子濃度順序為：c（Na⁺）＞c（SO₃^2-）＞c（OH^-）＞c（HSO₃^-）＞c（H⁺），
故答案為：c（Na⁺）＞c（SO₃^2-）＞c（OH^-）＞c（HSO₃^-）＞c（H⁺）；
③由表可知H₂SO₃的二級電離小于H₂CO₃的一級電離，所以酸性強(qiáng)弱H₂SO₃＞H₂CO₃＞HSO₃^-，所以反應(yīng)的主要離子方程式為H₂SO₃+HCO₃^-=HSO₃^-+CO₂↑+H₂O，而不是為H₂SO₃+2HCO₃^-=SO₃^2-+2CO₂↑+2H₂O，
故答案為：H₂SO₃+HCO₃^-=HSO₃^-+CO₂↑+H₂O；
（4）長期放置在空氣中的銀制品，其表面會逐漸變黑，這是由于銀和空氣中的微量硫化氫發(fā)生了反應(yīng)生成黑色的Ag₂S，n（AgNO₃）=0.05L×0.018mol/L=0.0009mol，n（HCl）=0.05L×0.020mol/L=0.001mol，硝酸銀和HCl發(fā)生反應(yīng)AgNO₃+HCl=AgCl↓+HNO₃，根據(jù)方程式知，HCl剩余，混合溶液中c（Cl^-）=$\frac{0.001-0.0009}{0.005+0.005}$mol/L=10^-2 mol/L，溶液中c（Ag⁺）=$\frac{Ksp}{c（C{l}^{-}）}$=$\frac{1.8×1{0}^{-10}}{1{0}^{-2}}$mol/L=1.8×10^-8mol/L；實際上氫離子不參加反應(yīng)，則溶液中c（H⁺）=$\frac{0.001mol}{0.01L}$=0.1mol/L，溶液的pH=-lgc（H⁺）=-lg0.1=1，
故答案為：Ag與空氣中微量H₂S反應(yīng)生成黑色的Ag₂S；1.8×10^-8；1．

點(diǎn)評 本題考查離子濃度大小比較、離子方程式的書寫，題目難度不大，注意根據(jù)酸的電離常數(shù)判斷酸的酸性強(qiáng)弱．考查氧化還原反應(yīng)、pH計算、溶度積常數(shù)等知識點(diǎn)，綜合性較強(qiáng)，明確溶度積常數(shù)含義、氧化還原反應(yīng)本質(zhì)等知識點(diǎn)即可解答