Question

(17分)運(yùn)用化學(xué)反應(yīng)原理研究溶液的組成與性質(zhì)具有重要意義。請(qǐng)回答下列問(wèn)題：

（1）用惰性電極電解含有NaHCO3的NaCl溶液，假設(shè)電解過(guò)程中產(chǎn)生的氣體全部逸出，測(cè)得溶液pH變化如圖所示。

則在0→t1時(shí)間內(nèi)，陽(yáng)極反應(yīng)式為 ，溶液pH升高比較緩慢的原因是(用離子方程式回答) 。

（2）含氨廢水易引發(fā)水體富營(yíng)養(yǎng)化。向NH4Cl溶液中加入少量NaOH固體，

溶液中______________(填“增大”“減小”或“不變)；25℃時(shí)，NH3·H2O的電離平衡常數(shù)Kb=1.8×10—5mol·L—1，該溫度下，1 mol·L—1的NH4Cl溶液中c（H＋）=________________ molL。（已知）

（3）如果粗鹽中SO42-含量較高，精制過(guò)程需添加鋇試劑除去SO42-，該鋇試劑可選用下列試劑中的 。

a．Ba(OH)2 b．Ba(NO3)2 c．BaCl2

現(xiàn)代工藝中更多使用BaCO3除SO42-，請(qǐng)寫出發(fā)生反應(yīng)的離子方程式 。

（4）某工業(yè)生產(chǎn)中，向含有大量Ca2+、Mn2+的溶液中加入足量NH4HCO3，生成MnCO3沉淀和CO2，寫出該反應(yīng)的離子方程式 ，剩余溶液中< 。

[已知Ksp(MnCO3)=1×10-11(mol·L-1)2，Ksp(CaCO3)=5 ×10-9(mol·L-1)2]

Answer 1

（1）2Cl--2e-=Cl2↑ (2分) HCO3- + OH- = CO32- + H2O (2分)

（2）不變(2分) 2.36x10-5 (3分)

（3） a、c (2分) BaCO3（s）+ SO42-（aq）= BaSO4（s）+ CO32-（aq）(2分)

（4） Mn2+ +2 HCO3- = MnCO3↓+ CO2↑+ H2O (2分) 500 (2分)

【解析】

試題分析：（1）用惰性電極電解NaHCO3和NaCl的混合溶液時(shí)，反應(yīng)過(guò)程分兩段進(jìn)行，第一段：相當(dāng)于電解氯化鈉溶液，陽(yáng)極上氯離子放電，陰極上氫離子放電，同時(shí)生成氫氧化鈉，氫氧化鈉和碳酸氫鈉反應(yīng)生成碳酸鈉和水；第二段電【解析】
當(dāng)氯離子完全析出后，相當(dāng)于電解碳酸氫鈉和碳酸鈉的混合液，陽(yáng)極上氫氧根離子放電，陰極上氫離子放電，實(shí)際上相當(dāng)于電解水。故在0→t1時(shí)間內(nèi)，相當(dāng)于電解氯化鈉溶液，陽(yáng)極上氯離子放電，電極反應(yīng)式為2Cl--2e-═Cl2↑，陰極上氫離子放電，電極反應(yīng)式為：2H++2e-═H2↑，溶液中還有氫氧化鈉生成，氫氧化鈉和碳酸氫鈉反應(yīng)生成碳酸鈉，離子反應(yīng)方程式為OH-+HCO3-═H2O+CO32-，所以溶液pH升高比較緩慢；（2）為NH4+水解平衡常數(shù)的倒數(shù)，NH4Cl溶液中加入少量NaOH，平衡常數(shù)不變，則該比值不變；根據(jù)鹽類的水解與弱電解質(zhì)電離的關(guān)系，水解平衡常數(shù)Kh=Kw/Kb=1.0×10-14÷1.8×10-5=5.56×10-10mol?L?1，則c(NH3?H2O)?c(H+)/c(NH4+)=5.56×10-10mol?L?1，因?yàn)閏(NH3?H2O)≈c(H+)，c(NH4+)≈1mol?L?1，帶入計(jì)算式可得c(H+)=2.36×10-5mol?L?1。（3）Ba(OH)2可與SO42?反應(yīng)，OH?可加鹽酸除去，BaCl2可與SO42?反應(yīng)，而且不引入新雜質(zhì)，Ba(NO3)2能與SO42?反應(yīng)，但NO3?無(wú)法除去，選ac；BaCO3轉(zhuǎn)化為更難溶的BaSO4，離子方程式為：BaCO3(s) + SO42-(aq) = BaSO4 (s) + CO3 2-(aq)。（4）向含有大量Ca2+、Mn2+的溶液中加入足量NH4HCO3，生成MnCO3沉淀和CO2，該反應(yīng)的離子方程式Mn2++2HCO3- = MnCO3↓+ CO2↑+ H2O，剩余溶液中無(wú)沉淀，根據(jù)沉淀溶解平衡知識(shí)溶度積規(guī)則知，Q＜Ksp，則剩余溶液中< Ksp(CaCO3)/ Ksp(MnCO3)=500。

考點(diǎn)：考查電解原理，鹽類的水解和沉淀溶解平衡。