Question

【題目】氮、磷及其化合物在科研及生產(chǎn)中均有著重要的應用.

（1）室溫下，0.1mol/L的亞硝酸(HNO2)、次氯酸的電離常數(shù)分Ka別為：7.1×10-4、2.98×10-8.寫出HNO2、HClO、NaNO2、NaClO四種物質之間發(fā)生的復分解反應的離子方程式________。

（2）羥胺(NH2OH)可看成是氨分子內的1個氫原子被羥基取代的產(chǎn)物，常用作還原劑，其水溶液顯弱堿性。已知NH2OH在水溶液中呈弱堿性的原理與NH3在水溶液中相似，請用電離方程式表示其原因________________。

（3）亞硝酸鈉與氯化鈉都是白色粉末，且都有咸味，但亞硝酸鹽都有毒性，通常它們可以通過加入熱的白醋鑒別，亞硝酸鈉遇到白醋會產(chǎn)生一種紅棕色刺激性氣味氣體和一種無色氣體，其中的無色氣體遇到空氣會呈紅棕色，該反應的離子方程式為_________。

（4）某液氨一液氧燃料電池示意圖如下，該燃料電池的工作效率為50%，現(xiàn)用作電源電解500ml的飽和NaCl溶液，電解結束后，所得溶液中NaOH的濃度為0.3mol/L，則該過程中消耗氨氣的質量為________（假設溶液電解前后體積不變）。

Answer 1

【答案】HNO2+ClO- =NO2-+HClO NH2OH+H2ONH3OH++OH- 2NO2-+2CH3COOH=NO2+NO+2CH3COO-+ H2O 1.7g

【解析】

（1）亞硝酸屬于弱酸，其水溶液加水稀釋，促進亞硝酸的電離，但溶液體積增大，c(H+)減小；同種物質的電離平衡常數(shù)只與溫度有關，溫度不變，值不變；根據(jù)亞硝酸和次氯酸的電離常數(shù)可知：亞硝酸酸性強于次氯酸，根據(jù)強酸制弱酸可知離子方程式為：HNO2+ClO- =NO2-+HClO 。

（2）NH3在水溶液中顯堿性是因為氨分子結合水中的氫，電離出氫氧根，使得溶液顯堿性，所以NH2OH在水溶液中呈弱堿性，是因為NH2OH分子結合水中的氫，電離出氫氧根，用電離方程式表示為NH2OH+H2ONH3OH++OH-。

（3）紅棕色刺激性氣味氣體為NO2，根據(jù)化合價升降守恒可知另一刺激性氣體為NO，醋酸是弱酸，所以離子方程式為2NO2-+2CH3COOH=NO2+NO+2CH3COO-+ H2O。

（4）根據(jù)電池示意圖可知電極1發(fā)生的電極反應式為。電解NaCl溶液的方程式為：，溶液中NaOH的濃度為，溶液體積為0.5L，則生成的n(NaOH)=0.15mol，轉移電子的物質的量為0.15mol，因為燃料電池的工作效率為50%，則燃料電池中轉移電子的物質的量為，根據(jù)氨氣側的電極反應式可知消耗氨氣的物質的量為0.1mol，質量為1.7g。