Question

按要求回答下列問題：
（1）NaHSO₄溶液顯

 

性（填“酸”“堿”或“中性”），其原因是（用電離方程式表示）

 

；
（2）NaHCO₃溶液顯

 

性（填“酸”“堿”或“中性”），其原因是（用離子方程式表示）

 

；
（3）將上述兩溶液混合，離子反應方程式為

 

．
（4）在下列各情況下，F(xiàn)e片腐蝕由慢到快的順序是

 

（5）相同溫度下，分別將足量BaSO₄放入①40mL0.2mol/L的Ba（OH）₂溶液  ②50m水  ③20mL0.5mol/L的Na₂SO₄溶液   ④40mL0.1mol/L的H₂SO₄溶液中至飽和，則BaSO₄的溶解度由小到大的順序是

 

；
（6）室溫下，某pH=13的 強堿與pH=2的強酸溶液混合，所得混合液的pH=11，則強堿與強酸的體積比為

 

；
（7）處理含CO、SO₂煙道氣污染的一種方法是將其在催化劑作用下轉(zhuǎn)化為單質(zhì)S．此反應的熱化學方程式是

 

．
已知：CO（g）+

1

2

O₂（g）═CO₂（g）△H=-283.0kJ?mol^-1
     S（s）+O₂（g）═SO₂（g）△H=-296.0kJ?mol^-1．

Answer 1

考點：鹽類水解的應用,熱化學方程式,金屬的電化學腐蝕與防護,難溶電解質(zhì)的溶解平衡及沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)

專題：化學反應中的能量變化,鹽類的水解專題,電化學專題

分析：（1）硫酸氫鈉屬于強酸酸式鹽，完全電離生成氫離子導致溶液呈強酸性；
（2）碳酸氫鈉中碳酸氫根離子水解程度大于電離程度，溶液呈堿性；
（3）強酸性條件下，碳酸氫根離子反應生成水和二氧化碳；
（4）金屬腐蝕快慢順序是：作電解池陽極＞原電池負極＞化學腐蝕＞原電池正極＞電解池陰極；
（5）硫酸根離子和鋇離子抑制硫酸鋇溶解，且硫酸根離子或鋇離子濃度越大其抑制程度越大；
（6）酸堿反應后所得混合液的pH=11，說明溶液呈堿性，氫氧根離子過量，由混合反應后溶液中的氫氧根離子濃度列式計算溶液體積比；
（7）根據(jù)蓋斯定律計算．

解答： 解：（1）硫酸氫鈉屬于強酸酸式鹽，完全電離生成氫離子導致溶液呈強酸性，電離方程式為：NaHSO₄=Na⁺+H⁺+SO₄^2-，故答案為：酸；NaHSO₄=Na⁺+H⁺+SO₄^2-；
（2）NaHCO₃為強堿弱酸鹽，HCO₃^-離子既能水解又能發(fā)生電離，水解程度大于電離程度，所以碳酸氫鈉溶液呈堿性，故答案為：堿；HCO₃^-離子水解程度大于電離程度；
（3）NaHSO₄固體溶于水顯酸性，與NaHCO₃溶液反應產(chǎn)生二氧化碳和水，離子方程式為：H⁺+HCO₃^-=H₂O+CO₂↑，故答案為：H⁺+HCO₃^-=H₂O+CO₂↑；
（4）金屬腐蝕快慢順序是：作電解池陽極＞原電池負極＞化學腐蝕＞原電池正極＞電解池陰極，所以金屬被腐蝕由慢到快的順序是（4）（3）（1）（2）（5），
故答案為：（4）（3）（1）（2）（5）；
（5）硫酸根離子和鋇離子抑制硫酸鋇溶解，且硫酸根離子或鋇離子濃度越大其抑制程度越大，所以硫酸鋇溶解度由小到大的順序是③①④②，故答案為：③①④②；
（6）設強堿的體積為xL，強酸的體積為yL，
pH=13的強堿溶液，c（OH^-）=0.1mol/L，
pH=2的強酸，c（H⁺）=0.01mol/L，
混合后pH=11，堿過量，
則

0.1x-0.01y

x+y

mol/L=0.001mol/L，
解得x：y=1：9，
故答案為：1：9；
（7）①CO（g）+

1

2

O₂（g）═CO₂（g）△H=-283.0kJ?mol^-1
 ②S（s）+O₂（g）═SO₂（g）△H=-296.0kJ?mol^-1，
將方程式①×2-②得2CO（g）+SO₂（g）=S（s）+2CO₂（g）△H₁=（-283.0KJ?mol^-1
）×2-（-296.0KJ?mol^-1）=-270KJ?mol^-1，
所以其熱化學反應方程式為：2CO（g）+SO₂（g）=S（s）+2CO₂（g）△H₁=-270KJ?mol^-1，
故答案為：2CO（g）+SO₂（g）=S（s）+2CO₂（g）△H₁=-270KJ?mol^-1．

點評：本題考查較綜合，涉及蓋斯定律、原電池和電解池原理、pH計算等知識點，這些知識點都是考試熱點，掌握基礎是解答本題關鍵，根據(jù)這些基本概念、基本原理內(nèi)涵來分析解答，題目難度中等．