Question

【題目】（1）已知CH3COONH4溶液呈中性，又知CH3COOH溶液加到NaHCO3溶液中有氣體放出，試推斷常溫下NH4HCO3溶液的pH______7（填“＞”、“＜”或“＝”）。

（2）常溫下，在200 mL氫氧化鋇溶液中含有1×10-3mol的鋇離子，將此溶液與pH＝3的鹽酸混合，使其混合溶液的pH＝7，應取氫氧化鋇溶液和鹽酸的體積之比是_________。

（3）25℃時，利用pH試紙測得0.1molL-1醋酸溶液的pH約為3，則可以估算出醋酸的電離常數(shù)約為_______；向10mL此溶液中加入少量冰醋酸，忽略溶解過程中溶液溫度和體積的微小變化，溶液中c（H＋）/c（CH3COOH）的值將_____（填“增大”、“減小”或“無法確定”）。

（4）電化學法是合成氨的一種新方法，其原理如圖所示，陰極的電極反應式是_____。

Answer 1

【答案】> 1：10 10-5mol·L－1 減小 N2+6H++6e- = 2NH3

【解析】

（1）根據(jù)題意知CH3COOH的酸性比碳酸強，CH3COONH4溶液為中性，說明銨根離子和醋酸根離子水解程度相同，由此得知銨根離子水解程度小于碳酸氫根離子，據(jù)此判斷；

（2）根據(jù)在氫氧化鋇溶液中，Ba2+和OH-的物質(zhì)的量之比為1：2，求出OH-的物質(zhì)的量，進而可以計算氫氧根離子的濃度，然后根據(jù)中和反應的原理以及混合后溶液顯中性計算；

（3）弱電解質(zhì)存在電離平衡CH3COOHCH3COO-+H+，根據(jù)醋酸溶液的pH約為3結(jié)合平衡常數(shù)表達式和電離方程式計算；根據(jù)外界條件對電離平衡的影響分析判斷；

（4）通入H2的一極發(fā)生氧化反應，該極為陽極；合成氨的陰極上氮氣得到電子生成氨氣，據(jù)此解答。

（1）將CH3COOH溶液加到NaHCO3溶液中有氣體放出，說明CH3COOH的酸性比碳酸的強，CH3COONH4溶液為中性，說明相同條件下，氨水和CH3COOH的電離程度相同，所以NH4HCO3溶液中銨根離子的水解程度小于碳酸氫根離子的水解程度，因此溶液顯堿性，即溶液的pH＞7；

（2）常溫下，在200 mL氫氧化鋇溶液中含有1×10-3mol的鋇離子，根據(jù)Ba2+和OH-的物質(zhì)的量之比為1：2可知n（OH-）=2n（Ba2+）=2×10-3mol，故溶液中c（OH-）=2×10-3mol/0.2L=0.01mol/L，pH＝3的鹽酸溶液中氫離子濃度是0.001mol/L，設(shè)Ba（OH）2溶液的體積為V1，鹽酸溶液的體積為V2，根據(jù)混合后溶液顯中性，則n（OH-）=n（H+），即0.01mol/L×V1=0.001mol/L×V2，解得V1：V2=1：10；

（3）25℃時，利用pH試紙測得0.1molL-1醋酸溶液的pH約為3，弱電解質(zhì)存在電離平衡CH3COOHCH3COO-+H+，電離平衡常數(shù)Ka=c(CH3COO)·c(H+)/c(CH3COOH)，醋酸溶液的pH約為3，氫離子和醋酸根離子濃度均為10-3mol/L，溶液中醋酸溶質(zhì)濃度近似為0.1mol/L，則可以估算出醋酸的電離常數(shù)約為103mol·L－1×103mol·L－1/0.1mol·L－1=10-5mol/L；向10mL此溶液中加入少量冰醋酸，溶解后醋酸溶液濃度增大，醋酸根離子濃度增大，由于溶液的溫度不變，則電離平衡常數(shù)不變，所以c(H+)/c(CH3COOH)＝Ka/c(CH3COO)比值減小；

（4）通入H2的一極發(fā)生失去電子的氧化反應，該極為陽極；合成氨的陰極發(fā)生氮氣得到電子的還原反應，則反應為N2+6H++6e-＝2NH3。