Question

18．I．氨是合成硝酸、銨鹽和氮肥的基本原料，回答下列問題：
（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），0.1mol•L^-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（填“增大”或“減小”）．
（2）硝酸銨加熱分解可得到N₂O和H₂O，250℃時，硝酸銨在密閉容器中分解達到平衡，該分解反應的化學方程式為NH₄NO₃$\stackrel{△}{?}$N₂O+2H₂O，平衡常數表達式為c（N₂O）c2（H₂O）；
Ⅱ.25℃，在0.10mol•L^-1H₂S溶液中，通入HCl氣體或加入NaOH固體以調節溶液pH，溶液pH與c（S^2-）關系如圖（忽略溶液體積的變化、H₂S的揮發）．
①pH=13時，溶液中的c（H₂S）+c（HS^-）=0.043mol•L^-1．
②某溶液含0.020mol•L^-1Mn²⁺、0.10mol•L^-1H₂S，當溶液pH=5時，Mn²⁺開始沉淀．[已知：Ksp（MnS）=2.8×10^-13]．

Answer 1

分析 I．（1）一水合氨為弱堿，部分電離生成氫氧根離子和銨根離子而顯堿性；依據氯化銨、明礬對一水合氨電離平衡移動的影響判斷銨根離子濃度大小、pH值變化；
（2）依據所給的反應物和產物，結合元素守恒書寫方程式即可，依據反應方程式書寫平衡常數表達式；
Ⅱ．①根據溶液pH與c（S^2-）關系圖pH=13時，c（S^2-）=5.7×10^-2mol/L，在0.10mol•L^-1H₂S溶液中根據硫守恒c（H₂S）+c（HS^-）+c（S^2-）=0.10mol•L^-1；

解答 解：I．（1）一水合氨為弱堿，部分電離生成氫氧根離子和銨根離子而顯堿性，電離方程式為：NH₃•H₂O?NH₄⁺+OH^-；加入氯化銨固體，氨根離子濃度增大，平衡逆向移動，氫氧根離子濃度降低，溶液pH值降低；
加入明礬，明礬電離產生的鋁離子結合氫氧根離子，使一水合氨電離平衡向正向移動，氨根離子濃度增大；
故答案為：NH₃•H₂O?NH₄⁺+OH^-  降低   增大；
 （2）硝酸銨分解生成N₂O和H₂O，達到平衡，說明為可逆反應，化學反應方程式為：NH₄NO₃$\stackrel{△}{?}$N₂O+2H₂O，250℃時，水為氣體狀態，NH₄NO₃為固態，則平衡常數K=c（N₂O）×c²（H₂O），
故答案為：NH₄NO₃$\stackrel{△}{?}$N₂O+2H₂O；c（N₂O）c²（H₂O）；
Ⅱ．①根據溶液pH與c（S^2-）關系圖pH=13時，c（S^2-）=5.7×10^-2mol/L，在0.10mol•L^-1H₂S溶液中根據硫守恒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Qc=K_sp（MnS）時開始沉淀，所以c（S^2-）=$\frac{Ksp（MnS）}{c（M{n}^{2}{\;}^{+}）}$=$\frac{2.8×10{\;}^{-13}}{0.020}$mol/L=1.4×10^-11mol/L，結合圖象得出此時的pH=5，所以pH=5時錳離子開始沉淀，
故答案為：5．

點評 本題為綜合題，考查了弱電解質電離及影響電離平衡移動的因素，電離平衡常數表達式的書寫，溶度積規則，題目難度中等，明確有關化學平衡理論是解題關鍵．