Question

【題目】按要求答題：

(1)金屬焊接時可用NH4Cl溶液作除銹劑的原因(用離子方程式回答)_____________________________。

(2)25℃時，CH3COOH與CH3COONa的混合溶液，若測得pH＝6，則溶液中c(CH3COO－)－c(Na＋)＝_____________mol·L－1(填精確值)。

(3)常溫下，將pH=a的NaOH溶液與pH=b的醋酸溶液等體積混合后，兩者恰好完全反應，則該溫度下醋酸的電離平衡常數(shù)約為_______________________(用含代數(shù)a、b等表示)。

(4)常溫，PH=5 的H2SO4溶液加水稀釋至原溶液體積的1000倍，求稀釋后溶液中c(H+):c(SO42-)=________

(5)已知：H2CO3的電離平衡常數(shù) K1＝4.4×10－7 ； K2＝4.7×10－11，HClO的電離平衡常數(shù)K=3.0×10－8，則將少量CO2氣體通入NaClO溶液中的離子方程式____________________

(6)現(xiàn)將一定量的稀氫氧化鈉溶液、稀氫氧化鈣溶液、稀氨水分別和1 L 1 mol·L－1的稀鹽酸恰好完全反應，其反應熱分別為ΔH1、ΔH2、ΔH3，則ΔH1、ΔH2、ΔH3的大小關系為_____________________

Answer 1

【答案】NH4++H2O NH3·H2O+H+ 9.9×10－7 1014-a-2b 或 10-2b/(10 a-14-10-b) 20:1 CO2+ ClO-+H2O=HCO3-+ HClO ΔH1=ΔH2<ΔH3

【解析】

（1）NH4Cl溶液水解呈酸性，可除去鐵銹；

（2）從溶液呈電中性的角度分析；

（3）pH=a的氫氧化鈉溶液中c（NaOH）=c（OH-）=10a-14mol/L，醋酸部分電離，則pH=b的醋酸溶液中c（醋酸）＞10-bmol/L，酸堿恰好中和，則酸的物質的量與堿的物質的量相等，據此分析；

（4）由溶液pH=5，計算原溶液中c（H+），原溶液中c（SO42-）=c（H+），稀釋1000倍，此時溶液接近中性，氫離子濃度不可能小于1×10-7mol/L，只能無限接近1×10-7mol/L，而稀釋過程中硫酸根的物質的量不變，計算稀釋后溶液中硫酸根的物質的量濃度，據此計算解答；

（5）依據電離常數(shù)分析可知酸性為： H2CO3 > HClO> HCO3-，根據強酸可以制取弱酸分析；

（6）H+（aq）+OH-（aq）═H2O（l）△H=-57.3kJmol-1；中和熱是強酸強堿稀溶液完全反應生成1mol水放出的熱量，弱電解質存在電離平衡，電離過程是吸熱過程。

（1）NH4Cl溶液水解呈酸性，可除去鐵銹，水解的離子方程式為NH4++H2O NH3·H2O+H+；

（2）CH3COOH和CH3COONa混合溶液中，溶液不顯電性，由電荷守恒可知存在c（Na+）+c（H+）=c（CH3COO-）+c（OH-），pH=6，c（H+）=10-6mol/L，c（OH-）=10-8mol/L，則溶液中c（CH3COO-）-c（Na+）=9.9×10-7mol/L；

（3）酸堿恰好中和，則酸的物質的量與堿的物質的量相等，所以醋酸的濃度為10a-14mol/L，而醋酸電離出的氫離子與醋酸根離子的濃度相等，都等于10-bmol/L，所以Ka==1014-a-2b；

（4）pH為5的溶液中氫離子濃度為：c（H+）=1×10-5mol/L，硫酸根離子的濃度為：c（SO42-）=c（H+）=×1×10-5mol/L=5×10-6mol/L；

溶液稀釋1000倍后，氫離子濃度不可能小于1×10-7mol/L，只能無限接近1×10-7mol/L，而硫酸根離子濃度為：c（SO42-）=5×10-6mol/L×=5×10-9mol/L，

所以稀釋后溶液中c（H+）與c（SO42-）的比值近似為：1×10-7mol/L：5×10-9mol/L=20：1；

（5）依據電離常數(shù)分析可知酸性為： H2CO3 > HClO> HCO3-，根據強酸可以制取弱酸，則將少量CO2氣體通入NaClO溶液中的離子方程式為CO2+ ClO-+H2O=HCO3-+ HClO；

6）中和熱是強酸強堿稀溶液完全反應生成1mol水放出的熱量，一定量的稀氫氧化鈉溶液、稀氫氧化鈣溶液和1L 1molL-1的稀鹽酸恰好完全反應放熱57.3kJ；一水合氨是弱電解質，存在電離平衡，電離過程是吸熱程，稀氨水和1L 1molL-1的稀鹽酸恰好完全反應放熱小于57.3kJ，反應焓變是負值，所以△H1=△H2＜△H3。