Question

9．某研究小組進行Mg（OH）₂沉淀溶解和生成的實驗探究．實驗如下：

（1）實驗I中發(fā)生反應的離子方程式是Mg²⁺+2OH^-═Mg（OH）₂↓．
（2）比較2.0mol•L^-1鹽酸pH₁和2.0mol•L^-1 NH₄Cl溶液pH₂大小：pH₁＜ pH₂，原因是由于鹽酸完全電離，NH₄⁺部分水解：NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺，導致同濃度兩溶液中，鹽酸中H⁺濃度大于NH₄Cl溶液中H⁺濃度．
（3）用平衡移動原理解釋i中沉淀溶解的原因：Mg（OH）₂（s）?Mg²⁺（aq）+2OH^-（aq），鹽酸中的H⁺與OH^-中和使得OH^-濃度減小，
平衡右移，沉淀溶解．
（4）iii是i和ii的對比實驗，目的是排除實驗i、ii中溶劑水使沉淀溶解的可能性．
（5）推測ii中沉淀溶解的原因．
推測一，NH₄Cl溶液顯酸性，溶液中的H⁺可以結合OH^-，進而使沉淀溶解；
推測二，溶液中c（NH₄⁺）較大，NH₄⁺結合OH^-使沉淀溶解．
（6）為探究ii中沉淀溶解的原因，小組同學繼續(xù)進行實驗：
①取4mL2.0mol•L^-1NH₄Cl溶液，向其中滴加2滴濃氨水，得到pH為8的混合溶液，再向同樣Mg（OH）₂沉淀中加入該混合溶液，沉淀溶解．
②上述實驗結果證明（5）中的推測二成立，理由是混合后溶液中c（H⁺）=10^-8mol•L^-1非常小，c（NH₄⁺）=2.0mol•L^-1較大，故能確定是NH₄⁺結合OH^-使沉淀溶解．

Answer 1

分析 （1）氫氧化鈉與氯化鎂反應生成氫氧化鎂沉淀和氯化鈉；
（2）氯化氫為強電解質完全電離，鹽類水解是微弱的，據(jù)此分析解答；
（3）依據(jù)沉淀溶解平衡移動原理及影響因素解答；
（4）依據(jù)實驗iii條件為加入蒸餾水判斷解答；
（5）依據(jù)銨根離子能夠水生成一水合氨和氫離子，銨根離子能夠與氫氧根離子反應生成一水合氨的性質解答；
（6）向4mL 2mol•L^-1 NH₄Cl溶液中滴加2滴濃氨水，得到pH約為8的混合溶液，溶液呈堿性，如氫氧化鎂能溶解，可說明NH₄⁺結合OH^-使沉淀溶解；

解答 解：（1）氫氧化鈉與氯化鎂反應生成氫氧化鎂沉淀和氯化鈉，離子方程式：Mg²⁺+2OH^-═Mg（OH）₂↓；
故答案為：Mg²⁺+2OH^-═Mg（OH）₂↓；
（2）由于鹽酸中氯化氫為強電解質，完全電離，NH₄⁺部分水解：NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺，導致同濃度兩溶液中，鹽酸中H⁺濃度大于NH₄Cl溶液中H⁺濃度，所以2.0mol•L^-1鹽酸pH₁和2.0mol•L^-1 NH₄Cl溶液，鹽酸中氫離子濃度大于氯化銨中氫離子濃度，所以pH₁＜pH₂；
故答案為：＜；由于鹽酸完全電離，NH₄⁺部分水解：NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺，導致同濃度兩溶液中，鹽酸中H⁺濃度大于NH₄Cl溶液中H⁺濃度
（3）氫氧化鎂溶液中存儲沉淀溶解平衡：Mg（OH）₂（s）?Mg²⁺（aq）+2OH ^-（aq），加入鹽酸后，鹽酸中的H⁺與OH^-中和使得OH^-濃度減小，
平衡右移，沉淀溶解；
故答案為：Mg（OH）₂（s）?Mg²⁺（aq）+2OH ^-（aq），鹽酸中的H⁺與OH^-中和使得OH^-濃度減小，平衡右移，沉淀溶解；
（4）實驗iii條件為只加蒸餾水，現(xiàn)象沉淀不溶解，可以排除實驗i、ii中溶劑水使沉淀溶解的可能性；
故答案為：實驗i、ii中溶劑水使沉淀溶解的可能性；
（5）銨根離子能夠水生成一水合氨和氫離子，銨根離子能夠與氫氧根離子反應生成一水合氨的性質，所以推測ii中沉淀溶解的原因：
推測一，NH₄Cl溶液顯酸性，溶液中的H⁺可以結合OH^-，進而使沉淀溶解；推測二，溶液中c（NH₄⁺）較大，NH₄⁺結合OH^-使沉淀溶解；
故答案為：溶液中c（NH₄⁺）較大，NH₄⁺結合OH^-使沉淀溶解；
（6）向4mL 2mol•L^-1 NH₄Cl溶液中滴加2滴濃氨水，得到pH約為8的混合溶液，溶液呈堿性，如氫氧化鎂能溶解，可說明NH₄⁺結合OH^-使沉淀溶解，配制理由：混合溶液顯堿性，c（H⁺）非常小，c（NH₄⁺）較大能確定是NH₄⁺結合OH^-使沉淀溶解，
故答案為：
①4 mL 2.0 mol•L^-1 NH₄Cl；
②二   理由：混合后溶液中c（H⁺）=10^-8 mol•L^-1非常小，c（NH₄⁺）=2.0 mol•L^-1較大，故能確定是NH₄⁺結合OH^-使沉淀溶解．

點評 本題考查較為綜合，側重于學生的分析能力和實驗能力的考查，為高頻考點，注意把握影響沉淀平衡，電離平衡和水解平衡的因素，綜合把握相關基本理論知識，注重基礎知識的學習，難度中等．