Question

Ⅰ．用NH₄Cl進行如下實驗，試判斷產生的現象，并簡單說明原因．
（1）用玻璃棒蘸取少量NH₄Cl溶液與pH試紙接觸時，試紙顯示的顏色與標準比色卡相比，可發(fā)現NH₄Cl溶液的pH

 

7（填“＜”、“＞”或“=”），其原因可用離子方程式表示為

 

；
（2）在濃NH₄Cl溶液中加入鎂粉，可觀察到有氣體生成，其主要成分為

 

；
（3）室溫下，如果將0.1mol NH4Cl和0.05mol NaOH全部溶于水，形成混合溶液（假設無損失）．
①

 

和

 

的物質的量之和等于0.1mol（用微粒符號填空，下同）；
②

 

和

 

的物質的量之和比OH^-多0.05mol．
Ⅱ．有人以可溶性碳酸鹽為溶浸劑，則溶浸過程中會發(fā)生：CaSO₄（s）+CO₃^2-?CaCO₃（s）+SO₄^2-．
已知298K時，K_sp（CaCO₃）=2.80×10^-9，K_sp（CaSO₄）=4.90×10^-5，求此溫度下該反應的平衡常數K（計算結果保留三位有效數字）．

Answer 1

考點：鹽類水解的應用

專題：鹽類的水解專題

分析：I．（1）NH₄Cl溶液顯酸性，因為銨根離子水解生成一水合氨及氫離子；
（2）濃NH₄Cl溶液中銨根離子水解導致溶液顯示酸性，金屬鎂可以和氫離子反應生成氫氣，會促進水解平衡的正向移動，一水合氨不穩(wěn)定，易分解產生氨氣和水；
（3）①若將0.1mol NH₄Cl和0.05mol NaOH全部溶于水形成混合溶液，溶液中存在NH₄⁺和NH₃?H₂O，結合物料守恒分析；
②根據電荷守恒分析；
Ⅱ．以可溶性碳酸鹽為溶浸劑，則溶浸過程中會發(fā)生：CaSO₄（s）+CO₃^2-（aq）?CaCO₃（s）+SO₄^2-（aq）平衡常數概念寫出計算式，依據硫酸鈣、碳酸鈣溶度積常數的計算表達式，轉化關系中鈣離子相同計算分析．

解答： 解：I．（1）NH₄Cl溶液顯酸性，則其溶液的pH＜7，因為銨根離子水解生成一水合氨及氫離子，其水解的離子方程式為：NH₄⁺+H₂O?NH₄?H₂O+H⁺；
故答案為：＜；NH₄⁺+H₂O?NH₄?H₂O+H⁺；
（2）NH₄Cl溶液中銨根離子水解導致溶液顯示酸性，NH₄⁺+H₂O?NH₃?H₂O+H⁺，加入金屬鎂，金屬鎂可以和氫離子反應生成氫氣，使NH₄⁺+H₂O?NH₃?H₂O+H⁺正向移動，NH₃?H₂O濃度增大，NH₃?H₂O易分解產生氨氣和水，此時反應過程實質是：Mg+2NH₄⁺=Mg²⁺+H₂↑+2NH₃↑，則生成的氣體為H₂、NH₃；
故答案為：H₂、NH₃；
（3）①根據N原子守恒可知，溶液中NH₃?H₂O和NH₄⁺兩種粒子的物質的量之和等于0.1mol，
故答案為：NH₃?H₂O；NH₄⁺；
②根據電荷守恒式c（NH₄⁺）+c（H⁺）+c（Na⁺）=c（OH^-）+c（Cl^-），則c（NH₄⁺）+c（H⁺）-c（OH^-）=c（Cl^-）-c（Na⁺）=0.1mol-0.05mol，
故答案為：NH₄⁺；H⁺；
Ⅱ．溶浸過程中會發(fā)生：CaSO₄（s）+CO₃^2-（aq）?CaCO₃（s）+SO₄^2-（aq），CaCO3（s）=Ca²⁺+CO₃^2-；CaSO₄（s）=Ca²⁺+SO₄^2-；依據硫酸鈣、碳酸鈣溶度積常數的計算表達式，轉化關系中鈣離子相同計算，反應的平衡常數K=

c(SO42-)

c(CO32-)

=

Ksp(CaSO4)

Ksp(CaCO3)

=

4.90×10-5

2.80×10-9

=1.75×10⁴，
答：此溫度下該反應的平衡常數為1.75×10⁴．

點評：本題考查了鹽的水解、水解平衡移動、電荷守恒和物料守恒的應用、溶度積常數在計算中的應用等，題目涉及的知識點較多，側重于基礎知識的綜合應用的考查，題目難度中等．