Question

16．（1）室溫下，0.1mol/L的亞硝酸（HNO₂）、次氯酸的電離常數(shù)K_a分別為．1×10^-4、2.98×10^-8．寫(xiě)出HNO₂、HClO、NaNO₂、NaClO四種物質(zhì)之間發(fā)生的復(fù)分解反應(yīng)的離子方程式：HNO₂+ClO^-=NO₂^-+HClO．
（2）羥胺（NH₂OH）可看成是氨分子內(nèi)的1個(gè)氫原子被羥基取代的產(chǎn)物，常用作還原劑，其水溶液顯弱堿性．已知NH₂OH在水溶液中呈弱堿性的原理與NH₃在水溶液中相似，請(qǐng)用電離方程式表示其原因：NH₂OH+H₂O?NH₃OH⁺+OH^-
（3）某溫度時(shí)，測(cè)得0.01mol/L的NaOH溶液的pH=10，則該溫度下水的K_W=1×10^-12
（4）已知：（1）2H₂ （g）+O₂ （g）=2H₂O（g）△H=-483.6kJ/mol
（2）N₂ （g）+2O₂ （g）=2NO₂ （g）△H=+67.8kJ/mol
（3）N₂ （g）+3H₂ （g）=2NH₃（g）△H=-92.0kJ/mol
則NH₃（g）氧化生成NO₂ （g）和H₂O（g） 的熱化學(xué)方程式4NH₃（g）+7O₂（g）?4NO₂（g）+6H₂O（g）△H=-1131.2kJ/mol．

Answer 1

分析 （1）由相同濃度亞硝酸、次氯酸電離常數(shù)可知，亞硫酸酸性比次氯酸強(qiáng)，根據(jù)強(qiáng)酸制備弱酸書(shū)寫(xiě)離子方程式；
（2）氨水呈弱堿性的原理分析羥胺呈弱堿性的原因；
（3）根據(jù)溶液的pH計(jì)算溶液中氫離子濃度，根據(jù)氫氧化鈉的濃度計(jì)算氫氧根離子濃度，再結(jié)合Kw=c（H⁺）．c（OH^-）計(jì)算即可；
（4）熱化學(xué)方程式和蓋斯定律計(jì)算，（1）×3-（3）×2+（2）×2得到所需熱化學(xué)方程式；

解答 解：（1）由相同濃度亞硝酸、次氯酸電離常數(shù)可知，亞硫酸酸性比次氯酸強(qiáng)，可能相互之間發(fā)生的離子互換反應(yīng)的離子方程式為：HNO₂+ClO^-=NO₂^-+HClO，
故答案為：HNO₂+ClO^-=NO₂^-+HClO；
（2）羥胺和水反應(yīng)生成[NH₃OH]⁺和OH^-，導(dǎo)致溶液中氫氧根離子濃度大于氫離子濃度而使溶液呈堿性，故答案為：NH₂OH+H₂O?NH₃OH⁺+OH^-；
（3）0.01mol•L^-1的NaOH溶液的pH為10，則氫離子濃度=10^-10 mol/L，氫氧化鈉是強(qiáng)電解質(zhì)完全電離，所以溶液中氫氧根離子濃度是0.01mol/L，則Kw=c（H⁺）．c（OH^-）=0.01×10^-10=1×10^-12，
故答案為：1×10^-12；
（4）依據(jù)熱化學(xué)方程式和蓋斯定律計(jì)算得到所需熱化學(xué)方程式；
（1）2H₂ （g）+O₂ （g）=2H₂O（g）△H=-483.6kJ/mol
（2）N₂ （g）+2O₂ （g）=2NO₂ （g）△H=67.8kJ/mol
（3）N₂ （g）+3H₂ （g）=2NH₃（g）△H=-92.0kJ/mol
依據(jù)熱化學(xué)方程式和蓋斯定律計(jì)算（1）×3-（3）×2+（2）×2得到NH₃（g）燃燒生成NO₂ （g）和H₂O（g） 熱化學(xué)方程式：4NH₃（g）+7O₂（g）?4NO₂（g）+6H₂O（g）△H=-1131.2kJ/mol；
故答案為：4NH₃（g）+7O₂（g）=4NO₂（g）+6H₂O（g）△H=-1131.2KJ/mol；

點(diǎn)評(píng) 本題考查了弱電解質(zhì)電離平衡常數(shù)比較、離子積常數(shù)計(jì)算、溶液PH計(jì)算、熱化學(xué)方程式書(shū)寫(xiě)方法和注意問(wèn)題，主要是熱化學(xué)方程式和蓋斯定律的計(jì)算應(yīng)用，掌握基礎(chǔ)是關(guān)鍵，題目難度中等．