Question

【題目】物質(zhì)在水中可能存在電離平衡、鹽的水解平衡和沉淀的溶解平衡，它們都可看做化學(xué)平衡。請(qǐng)根據(jù)所學(xué)的知識(shí)回答：

（1）A為0.1 mol/L的(NH4)2SO4溶液，在該溶液中各種離子的濃度由大到小順序?yàn)?/span>___________。

（2）B為0.1 mol/L NaHCO3溶液，請(qǐng)分析NaHCO3溶液顯堿性的原因：________________________。

（3）C為FeCl3溶液，實(shí)驗(yàn)室中配制FeCl3溶液時(shí)常加入_____________溶液以抑制其水解，若把B和C溶液混合，將產(chǎn)生紅褐色沉淀和無(wú)色氣體，該反應(yīng)的離子方程式為_______________。

（4）某酸H2B在水溶液中有如下變化：H2BH++HB-;HB-H++B2-;現(xiàn)有溶液0.10mol/L、100ml，試回答以下問題：

①溶液中的H+物質(zhì)的量取值范圍是：_________________________

②已知0.1mol·L－1NaHB溶液的pH=2，則0.1mol·L-1 H2B溶液中氫離子的物質(zhì)的量濃度可能是__________0.11 mol·L－1（填“<”，“>”，或“=”），理由是__________

Answer 1

【答案】c(NH4+ )>c(SO42- )>c(H＋)>c(OH－) HCO3的水解程度大于其電離程度，溶液中 c(OH－)>c( H＋)，故溶液顯堿性 鹽酸 Fe3+＋3HCO3- =Fe(OH)3↓＋3CO2↑ 0.01<n(H+)<0.02 < 由于H2B第一步完全電離（H2BH++HB-），所以c(H+)為0.1mol/L,HB-繼續(xù)電離，但是受到第一步生成H+的影響，電離受到抑制因此c(H+)小于0.11mol/L

【解析】

（1）根據(jù)溶液中NH4+水解，溶液呈酸性，水解程度微弱，分析比較；

（2）HCO3-的水解程度大于電離程度；

（3）Fe3+水解的方程式為：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+，加酸可使水解平衡逆向移動(dòng)，即抑制Fe3+水解；將NaHCO3和FeCl3混合后，發(fā)生雙水解；

（4）①根據(jù)電離的程度來(lái)確定H+物質(zhì)的量的大��；

②0.1mol·L－1NaHB溶液的pH=2，說(shuō)明溶液中c(H+)=0.01mol/L，說(shuō)明電離度為10%，H2B第一步完全電離，第二步部分電離，且含有相同的離子，能抑制弱根離子的電離；

（1）NH4+水解，溶液呈酸性，有c (H+)>c (OH-)，0.1 mol/L的(NH4)2SO4溶液中，NH4+水解微弱，因此離子濃度的大小關(guān)系為：c(NH4+ )>c(SO42- )>c(H＋)>c(OH－)；

（2）在NaHCO3溶液中存在水解平衡：HCO3-+H2OH2CO3+OH-，電離平衡：HCO3-H++CO32-，但以水解為主，即HCO3-的水解程度大于電離程度，因此溶液顯堿性；

（3）Fe3+水解的方程式為：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+，加鹽酸可即抑制Fe3+水解；將NaHCO3和FeCl3混合后，發(fā)生雙水解，反應(yīng)為：Fe3+＋3HCO3- =Fe(OH)3↓＋3CO2↑；

（4）①根據(jù)H2BH++HB-，HB-H++B2-可知，第一步電離是完全電離，第二步是部分電離，因此0.01<n(H+)<0.02；

②0.1mol·L－1NaHB溶液的pH=2，說(shuō)明溶液中c(H+)=0.01mol/L，說(shuō)明電離度為10%，H2B第一步完全電離，第二步部分電離，由于H2B第一步電離產(chǎn)生的H+抑制了HB-的電離，因此0.1mol·L-1 H2B溶液中氫離子的物質(zhì)的量濃度<0.11 mol·L－1。