Question

8．亞硝酸鈉是重要的防腐劑．亞硝酸鈉外觀與食鹽非常相似，毒性較強，所以必須加以區(qū)分．以下是常用的兩種鑒別NaCl和NaNO₂ 的方法：
（1）沉淀分析法
經(jīng)查：常溫下K_sp（AgNO₂）=2×10^-8，K_sp（AgCl）=1.8×10^-10．分別向盛有5mL 0.0001 mol/L兩種鹽溶液的試管中同時逐滴滴加0.0001mol/L硝酸銀溶液，先生成沉淀的是裝有NaCl溶液的試管．
（2）測定溶液pH法
常溫下，用pH試紙分別測定0.1 mol/L兩種鹽溶液的pH值，測得NaNO₂溶液pH值為10．則NaNO₂溶液呈堿性的原因是$N{O}_{2}^{-}+{H}_{2}O$?$HN{O}_{2}+O{H}^{-}$（用離子方程式解釋）．
室溫下，下列關于亞硝酸和亞硝酸鈉的說法不正確的是AD．
A．亞硝酸鈉有咸味，可代替食鹽食用
B．0.1mol/L亞硝酸溶液pH＞1
C．0.1mol/L亞硝酸的電離常數(shù)約為1.0×10^-7
D．已知H₂CO₃的K₁=4.3×10^-6，K₂=5.6×10^-11則向Na₂CO₃溶液中加入足量的亞硝酸的離子方程式為：
CO₃^2-+2HNO₂=2NO₂^-+CO₂↑+H₂O
（3）某廠廢液中含2%的NaNO₂，直接排放會造成污染，常用電解法降解NO₂^-，其原理如圖所示．電源正極為A （填A或B），陰極反應式為$8{H}^{+}+2N{O}_{2}^{-}+6{e}^{-}={N}_{2}↑+4{H}_{2}O$．

Answer 1

分析 （1）由溶度積常數(shù)大小可大致判斷產(chǎn)生沉淀的順序；
（2）$N{O}_{2}^{-}$對應的酸為HNO₂，HNO₂是弱酸，所以$N{O}_{2}^{-}$會發(fā)生水解，使溶液呈堿性；
A．亞硝酸鈉是工業(yè)用鹽，具有致癌性，不可以代替食鹽食用；
B．HNO₂是弱酸，不能完全電離出H⁺；
C．根據(jù)0.1mol/L的NaNO₂溶液的pH值為10，可求出$N{O}_{2}^{-}$的水解平衡常數(shù)，從而推導HNO₂的電離平衡常數(shù)；
D．通過比較酸的電離平衡常數(shù)比較酸性強弱，再根據(jù)強酸制取弱酸大致判斷；
（3）電解法對應的則為電解池，與電源正極相連的是陽極，陽極發(fā)生的電極反應為物質(zhì)失去電子被氧化的反應，與電源負極相連的是陰極，陰極發(fā)生的反應為物質(zhì)得到電子被還原的反應．

解答 解：（1）由溶度積常數(shù)K_sp（AgNO₂）＞K_sp（AgCl），AgCl比AgNO₂更難溶，則分別向盛有5mL  0.0001mol/L的兩種鹽溶液的試管中同時逐滴滴加0.0001mol/L硝酸銀溶液，優(yōu)先析出AgCl沉淀，所以優(yōu)先生成沉淀的是裝有NaCl溶液的試管．故答案為：NaCl．
（2）0.1mol/L的NaNO₂溶液，溶液pH值為10，表明溶液呈堿性，$N{O}_{2}^{-}$對應的酸為HNO₂，HNO₂為弱酸，所以$N{O}_{2}^{-}$會發(fā)生水解，使溶液呈堿性，水解的方程式為：$N{O}_{2}^{-}+{H}_{2}O$?$HN{O}_{2}+O{H}^{-}$．故答案為：$N{O}_{2}^{-}+{H}_{2}O$?$HN{O}_{2}+O{H}^{-}$．
A．亞硝酸鈉是工業(yè)用鹽，具有致癌性，不可作為食用鹽使用，故A錯誤；
B.0.1mol/L 的HNO₂為弱酸，不完全電離，溶液中c（H⁺）＜0.1mol/L，則溶液pH=-lgc（H⁺）＞1，故B正確；
C.0.1mol/L　的NaNO₂溶液pH值為10，發(fā)生水解反應：$N{O}_{2}^{-}+{H}_{2}O$?$HN{O}_{2}+O{H}^{-}$，反應的平衡常數(shù)為$K=\frac{c（HN{O}_{2}）c（O{H}^{-}）}{c（N{O}_{2}^{-}）}$，其中c（OH^-）=10^-4mol/L，則溶液中$c（HN{O}_{2}）=c（O{H}^{-}）=1{0}^{-4}mol/L$，$c（N{O}_{2}^{-}）=0.1-1{0}^{-4}≈0.1mol/L$，則水解平衡常數(shù)為$K=\frac{1{0}^{-4}×1{0}^{-4}}{0.1}=1{0}^{-7}mol/L$，亞硝酸的電離平衡方程式為：HNO₂?${H}^{+}+N{O}_{2}^{-}$，電離平衡常數(shù)為${K}_{a}=\frac{c（{H}^{+}）c（N{O}_{2}^{-}）}{c（HN{O}_{2}）}$=$\frac{{K}_{w}}{\frac{c（O{H}^{-}）c（HN{O}_{2}）}{c（N{O}_{2}^{-}）}}=\frac{{K}_{w}}{K}$=$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-7}}=1.0×1{0}^{-7}$mol/L．故C正確．
D．H₂CO₃的K₁＞＞K₂，所以H₂CO₃的酸性主要是由一級解離控制的，由C可知，HNO₂的電離平衡常數(shù)為${K}_{a}=1.0×1{0}^{-7}$mol/L，表明在相同條件下，H₂CO₃的酸性強于HNO₂，反應一般是符合強酸制取弱酸的規(guī)則，酸性強弱順序為${H}_{2}C{O}_{3}＞HN{O}_{2}＞HC{O}_{3}^{-}$，反應應為$C{O}_{3}^{2-}+HN{O}_{2}=N{O}_{2}^{-}+HC{O}_{3}^{-}$．故D錯誤．
故選AD．
（3）電解法對應的是電解池，與電解池電源正極相連的電極為陽極，陽極發(fā)生反應為物質(zhì)失去電子被氧化，從圖中可以看出，NaNO₂得到電子被還原為N₂，因此Pt-Ag電極為陰極，與之相連的B為電源負極；與電源正極相連的電極為陽極，因此A為電源正極；陰極發(fā)生的反應為物質(zhì)得到電子被還原，裝置中存在質(zhì)子交換膜，表明陰極發(fā)生反應時，需要H⁺的參與，因此陰極處反應為NaNO₂得到電子生成N₂和H₂O，電極反應為：$8{H}^{+}+2N{O}_{2}^{-}+6{e}^{-}={N}_{2}↑+4{H}_{2}O$．
故答案為：A，$8{H}^{+}+2N{O}_{2}^{-}+6{e}^{-}={N}_{2}↑+4{H}_{2}O$．

點評 本題考查了溶度積常數(shù)的應用，亞硝酸鈉的性質(zhì)，平衡常數(shù)的計算，以及電解原理，著重考查化學原理部分的知識．題目較綜合，難度不大，是基礎題．