Question

12．（1）1.00g CH₄完全燃燒生成液態水和CO₂，放出55.6kJ熱量，寫出表示CH₄的燃燒熱的熱化學方程式CH₄（g）+2O₂（g）═CO₂（g）+2H₂O（l）△H=-889.6KJ•mol^-1．
（2）等物質的量濃度的下列溶液：①（NH₄）₂SO₄ ②NH₄HCO₃ ③NH₄Cl ④NH₄Fe（SO₄）₂中，c（NH₄⁺）由大到小的順序為①④③②．
（3）寫出符合要求的方程式
①飽和的FeCl₃溶液滴入沸水中（寫離子方程式）Fe³⁺+3 H₂O$\frac{\underline{\;\;△\;\;}}{\;}$Fe（OH）₃（膠體）+3H⁺
②NaHCO₃在水溶液中存在的所有電離過程NaHCO₃=HCO₃^-+Na⁺，HCO₃^-?CO₃^2-+H⁺
（4）某溫度下的溶液中，c（H⁺）=10^x mol•L-¹，c（OH^-）=10^y mol•L-¹．x與y的關系如圖所示：
①該溫度下，NaCl溶液的pH=7.5．
②該溫度下，pH=8的Ba（OH）₂溶液與pH=6的鹽酸混合，并保持恒溫，欲使混合溶液的pH=7，則Ba（OH）₂溶液與鹽酸的體積比為9：2．（忽略溶液混合時體積變化）

Answer 1

分析 （1）燃燒熱是指在25℃、101kPa下，1mol純凈物完全燃燒生成穩定的氧化物放出的熱量，表示燃燒熱的熱化學方程式中可燃物的物質的量必須為1mol，產物必須為穩定氧化物；
（2）①（NH₄）₂SO₄ ②NH₄HCO₃ ③NH₄Cl ④NH₄Fe（SO₄）₂先不考慮水解，則①（NH₄）₂CO₃含有兩個NH₄⁺，所以它們NH₄⁺的濃度大于其它三種物質，溶液中c（NH₄⁺）根據鹽類水解的影響分析判斷；
（3）①飽和的FeCl₃溶液滴入沸水中反應生成氫氧化鐵膠體；
②碳酸氫鈉溶液中存在電離是碳酸氫鈉完全電離，碳酸氫根離子部分電離；
（4）①圖中數據計算離子積常數=c（H⁺）．c（OH^-），根據離子積常數計算氫離子濃度，進而求pH；
②設出氫氧化鋇溶液、鹽酸溶液的體積，然后根據溶液的pH列式計算出二者的體積比．

解答 解：（1）1g CH₄完全燃燒生成液態水和CO₂氣體，放出55.6kJ的熱量，則1mol即16g CH₄完全燃燒生成液態水和CO₂氣體，16×55.6kJ=889.6kJ，則甲烷燃燒熱的熱化學方程式為：CH₄（g）+2O₂（g）═CO₂（g）+2H₂O（l）△H=-889.6KJ•mol^-1，
故答案為：CH₄（g）+2O₂（g）═CO₂（g）+2H₂O（l）△H=-889.6KJ•mol^-1；
（2）物質的量濃度相同的下列溶液：①（NH₄）₂SO₄ ②NH₄HCO₃ ③NH₄Cl ④NH₄Fe（SO₄）₂；先不考慮水解，則（NH₄）₂CO₃ 中含有兩個NH₄⁺，所以它們NH₄⁺的濃度大于其它三種物質，②④二種物質中，④NH₄Fe（SO₄）₂酸性最強，NH₄⁺水解受到的抑制最大，即NH₄⁺的量較多，溶液中c（NH₄⁺）較大，
①NH₄Cl，NH₄⁺水解，②NH₄HCO₃，碳酸氫根離子的水解對銨根離子起促進作用，即溶液中c（NH₄⁺）④＞③＞②；
按c（NH₄⁺）由大到小的順序排列為：①＞④＞③＞②，
故答案為：①④③②；
（3）①飽和的FeCl₃溶液滴入沸水中反應生成氫氧化鐵膠體 的離子方程式為：Fe³⁺+3 H₂O$\frac{\underline{\;\;△\;\;}}{\;}$Fe（OH）₃（膠體）+3H⁺，
故答案為：Fe³⁺+3 H₂O$\frac{\underline{\;\;△\;\;}}{\;}$Fe（OH）₃（膠體）+3H⁺；
②碳酸氫鈉溶液中存在電離是碳酸氫鈉完全電離，碳酸氫根離子部分電離；電離方程式為：NaHCO₃=HCO₃^-+Na⁺，HCO₃^-?CO₃^2-+H⁺，
故答案為：NaHCO₃=HCO₃^-+Na⁺，HCO₃^-?CO₃^2-+H⁺；
（4）①根據圖知，當c（H⁺）=10^-5 mol/L，c（OH^-）=10^-10 mol/L，由離子積常數=c（H⁺）．c（OH^-）=10^-5×10^-10=10^-15，
中性溶液中，c（H⁺）=c（OH^-）=$\sqrt{1{0}^{-15}}$=10^-7.5，pH=-lg10^-7.5=7.5，
故答案為：7.5；
②設氫氧化鋇容溶液的體積為xL，鹽酸的體積為y，pH=8的Ba（OH）₂溶液，溶液中c（OH^-）=1×10^-7mol/L，
pH=6的稀鹽酸溶液中c（H⁺）=1×10^-6mol/L，
欲使混合溶液pH=7＜7.5，溶液此時顯酸性，即混合后c（H⁺）=1×10^-7mol/L，即$\frac{1{0}^{-6}y-1{0}^{-7}x}{x+y}$=1×10^-5mol/L，解得x：y=9：2，
故答案為：9：2．

點評 本題考查鹽類水解的原理和應用，水的電離平衡分析，離子積常數的計算應用，注意離子積是一定溫度下的常數，隨溫度改變，鹽類水解的實質和把握弱電解質的電離，從影響平衡移動的角度分析離子濃度的大小比較是解答的關鍵，題目難度中等．