Question

【題目】回答下列問題：

（1）某溫度時，測得0.01mol/L的NaOH溶液pH=13，該溫度下水的Kw=__。

（2）蓋斯定律在生產和科學研究中有很重要的意義。有些反應的反應熱雖然無法直接測得但可通過間接的方法測定。現根據下列3個熱化學反應方程式：

Fe2O3(s)+3CO(g)=2Fe(s)+3CO2(g) △H=-25.0kJ/mol

3Fe2O3(s)+CO(g)=2Fe3O4(s)+CO2(g) △H=-48.0kJ/mol

Fe3O4(s)+CO(g)=3FeO(s)+CO2(g) △H=+640.5kJ/mol

寫出CO氣體還原FeO固體得到Fe固體和CO2氣體的熱化學反應方程式：__。

（3）已知25℃時Ksp(Mg(OH)2)=1.8×10-11，為除去某食鹽溶液中的Mg2+，可用NaOH為除雜試劑，當控制溶液pH=12時，可確保Mg2+除盡，此時溶液中Mg2+的物質的量濃度為__mol/L。

（4）生活中明礬常作凈水劑，其凈水的原理是__(用離子方程式表示)。

（5）常溫下，取0.2mol/LHCl溶液與0.2mol/LMOH溶液等體積混合，測得混合溶液后的pH=5，寫出MOH的電離方程式：__。

（6）0.1mol/L的NaHA溶液中，已知有關粒子濃度由大到小的順序為：c(Na+)>c(HA-)>c(H2A)>c(A2-)

①該溶液中c(H+)__c(OH-)(填“>”、“<”或“=”)

②作出上述判斷的依據是__(用文字解釋)。

Answer 1

【答案】10-15 FeO(s)+CO(g)=CO2(g)+Fe(s) △H=-218kJ/mol 1.8×10-7 Al3++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+ MOHM++OH- < 電離程度小于水解程度

【解析】

(1)根據溶液的pH及水的離子積常數表達式分析計算；

(2)根據蓋斯定律及熱化學方程式書寫規(guī)律分析解答；

(3)根據沉淀溶解平衡原理及溶度積常數計算解答；

(4)根據明礬凈水的原理分析解答；

(5)根據鹽溶液的酸堿性判斷酸與堿的強弱，進而書寫電離方程式；

(6)根據鹽溶液中離子濃度的大小分析水解與電離程度大小，判斷溶液的酸堿性。

(1) 某溫度時，測得0.01molL-1的NaOH溶液的pH=13，溶液中水電離出的氫離子濃度c(H+)=10-13mol/L，溶液中氫氧根離子濃度c(OH-)=0.01mol/L，該溫度下水的Kw=c(H+)×c(OH-)=1.0×10-15，故答案為：10-15

(2) 已知①Fe2O3(s)+3CO(g)=2Fe(s)+3CO2(g) △H=-25.0kJ/mol

②3Fe2O3(s)+CO(g)=2Fe3O4(s)+CO2(g) △H=-48.0kJ/mol

③Fe3O4(s)+CO(g)=3FeO(s)+CO2(g) △H=+640.5kJ/mol

依據蓋斯定律計算，(①×3-③×2+②)×，得到CO氣體還原FeO固體得到Fe固體和CO2氣體的熱化學反應方程式為：FeO(s)+CO(g)=CO2(g)+Fe(s) △H=-218kJ/mol，故答案為：FeO(s)+CO(g)=CO2(g)+Fe(s) △H=-218kJ/mol；

(3) 已知25°C時Ksp(Mg(OH)2)=1.8×10-11，當控制溶液pH=12時，可確保Mg2+除盡，此時溶液中Mg2+的物質的量濃度依據溶度積常數計算，c(OH-)=mol/L，Ksp(Mg(OH)2)=c(Mg2+)×c2(OH-)=1.8×10-11，c(Mg2+)= molL-1 ；故答案為：1.8×10-7 ；

(4) 生活中明礬常作凈水劑，其凈水的原理是明礬中鋁離子水解生成氫氧化鋁膠體，膠體具有吸附性，反應的離子方程式為Al3++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+，故答案為：Al3++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+；

(5) 0.2mol/LHCl溶液與0.2mol/LMOH溶液等體積混合，則完全反應生成MCl， pH=5說明溶液呈酸性，MOH為弱堿，MOH不完全電離，電離方程式為：MOHM++OH-，故答案為：MOHM++OH-；

(6) ①NaHA溶液中，HA-離子既電離也水解，電離產生A2-，水解生成H2A，由于c(H2A)>c(A2-)，說明其電離程度小于水解程度，溶液呈堿性，c(H+)<c(OH-)；

② NaHA溶液中，HA-離子既電離也水解，電離產生A2-，水解生成H2A，溶液顯堿性，說明其電離程度小于水解程度，故答案為：<；電離程度小于水解程度。