Question

【題目】（1）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_________。

（2）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”）。

（3）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_____。

（4）廢水中含氮化合物的處理方法有多種。

① NaClO溶液可將廢水中的NH4+轉化為N2。若處理過程中產生N2 0.672 L（標準狀況），則需要消耗0.3 mol·L-1的NaClO溶液______________L。

②在微生物的作用下，NH4+經過兩步反應會轉化為NO3-，兩步反應的能量變化如圖所示。則1 mol NH4+(aq)全部被氧化成NO3-(aq)時放出的熱量是______________kJ。

③ 用H2催化還原法可降低水中NO3-的濃度，得到的產物能參與大氣循環(huán)，則反應后溶液的pH______（填“升高”、“降低”或“不變”）。

（5）常溫下，用NaOH溶液作CO2捕捉劑不僅可以降低碳排放，而且可得到重要的化工產品Na2CO3。若某次捕捉后得到pH=10 的溶液，則溶液c(CO32-)∶c(HCO3-)=_______。 [常溫下K1(H2CO3)=4.4×10-7、 K2(H2CO3)=5×10-11]。

Answer 1

【答案】1：1010-5mol·L－1減小N2+6H++6e- = 2NH30.3346升高1：2或0.5

【解析】

（1）在Ba(OH)2溶液中，Ba2+和OH-的物質的量之比為1：2，故n（OH-）=2n（Ba2+）=2×10-3mol；pH＝3的鹽酸中c（H+）=10-3mol/L，設鹽酸溶液的體積為V，根據(jù)混合后溶液顯中性，則n（OH-）=n（H+），即2×10-3mol =10-3mol/L×V，解得V=2L=2000mL，故應取氫氧化鋇溶液和鹽酸的體積之比是200mL:2000mL=1:10；

（2）25℃時，利用pH試紙測得0.1molL-1醋酸溶液的pH約為3，弱電解質存在電離平衡，CH3COOHCH3COO-+H+，常數(shù)Ka=，醋酸溶液的pH約為3，氫離子和醋酸根離子濃度為10-3mol/L，溶液中醋酸溶質濃度近似為0.1mol/L，則可以估算出醋酸的電離常數(shù)約為=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，醋酸電離程度減小，比值減小；

(3) 根據(jù)氫離子移動方向可知，通入氫氣端為陽極，通入氮氣端為陰極，陰極上氮氣得到電子生成氨氣，電極反應式為N2+6H++6e- = 2NH3；

（4）①N失去電子，Cl得到電子，設消耗0.3molL-1的NaClO溶液為xL，由電子守恒可知，0.3mol×xL×2=×2×3，解得x=0.3；

②由圖可知，第一步熱化學反應為NH4+ （aq）+1.5O2（g）=2H+（aq）+NO2- （aq）+H2O（l）△H=-273 kJmol-1①，第二步熱化學反應為NO2- （aq）+0.5O2（g）=NO3- （aq）△H=-73kJmol-1②，由蓋斯定律可知①+②得1mol NH4+（aq）全部氧化成NO3- （aq）的熱化學方程式為NH4+ （aq）+2O2（g）=2H+（aq）+NO3- （aq）+H2O（l）△H=-346 kJmol-1，即放出346kJ的熱量；

③H2催化還原飲用水中NO3-，反應中的還原產物和氧化產物均可參與大氣循環(huán)，則產物為水和氮氣，該反應為5H2+2NO3-N2+4H2O+2OH-，氫氧根離子濃度增大，則pH升高；

（5）若某次捕捉后得到pH=10 的溶液，則溶液酸堿性主要決定CO32-+ H2O HCO3-+ OH-，K=，c(CO32-)∶c(HCO3-)=。