Question

【題目】元素銅在溶液中主要以[Cu(H2O)4]2+（天藍色）、[Cu(OH)4]2-（藍色）、[CuCl2]-、 [Cu(NH3)4]2+（深藍色）等形式存在。CuCl為難溶于水的白色固體。回答下列問題：

（1）在濃的強堿溶液中，Cu2+與Al3+的化學性質相似。在少量的CuSO4溶液中，逐漸加入濃的NaOH溶液直至過量，可觀察到的現象是_____________________。

（2）CuCl溶于濃鹽酸時發生的反應為CuCl+HClH[CuCl2]，要從H[CuCl2]溶液中析出沉淀的方法是___________________。在熱的CuCl2溶液中加入銅粉，可制得CuCl，其反應的離子方程式為___________________，但實際上該反應較難持續進行，其原因是____________________，使反應徹底進行的操作是___________________。

（3）[Cu(H2O)4]2+和[Cu(NH3)4]2+在溶液中可以相互轉化。：t℃時，初始濃度為1molL-1的CuSO4溶液中{ Cu2+實際以[Cu(H2O)4]2+的形式存在}，[Cu(NH3)4]2+的濃度隨氨水濃度[c(NH3)]的變化如圖所示

①CuSO4溶液與過量氨水發生反應的總的離子方程式為________________。

②由圖可知，溶液的酸性增大，[Cu(H2O)4]2+ 轉化為[Cu(NH3)4]2+的平衡轉化率___________（填“增大”“減小”或“不變”）。根據A點數據，計算出該溫度下的平衡常數K=__________。

③升高溫度，溶液中[Cu(H2O)4]2+的平衡轉化率減小，則該反應的ΔH_____（填“>”“<”或“=”）0

④硫酸四氯合銅{[Cu(NH3)4]SO4}在堿性鍍銅工藝中常用作電鍍液的主要成分，電鍍時，要控制局部溫度不得高于150℃，可能的原因是_______________。電解時。陰極的電極反應式為___________________。

Answer 1

【答案】溶液天藍色逐漸褪去，同時有藍色絮狀沉淀生成，然后沉淀逐漸溶解形成藍色溶液加水稀釋Cu2++2Cl-+Cu2CuCl生成的難溶鹽CuCl附著在Cu粉的表面，影響反應的繼續進行加入濃鹽酸使CuCl溶解生成[CuCl2]-[Cu(H2O)4]2++4NH3[Cu(NH3)4]2++4H2O（或[Cu(H2O)4]2++4NH3·H2O[Cu(NH3)4]2++8H2O）減小0.25<超過150℃，[Cu(NH3)4]SO4易分解[Cu(NH3)4]2++2e-=Cu↓+4NH3

【解析】（1）由于Cu2+與Al3+的化學性質相似，在CuSO4溶液中逐滴加入NaOH溶液后，先生成藍色Cu（OH）2沉淀：Cu2++2OH-=Cu（OH）2↓，繼續滴加氫氧化鈉溶液，藍色Cu（OH）2沉淀溶解，而由于此反應時非氧化還原反應，故銅元素的化合價不變，即藍色Cu（OH）2沉淀溶解后應得到藍色溶液；

（2）加水稀釋，平衡CuCl+HClH[CuCl2]逆向移動，有CuCl沉淀析出，注意如果滴加NaOH溶液，平衡也會逆向移動，但會生成Cu2O沉淀；

在熱的CuCl2溶液中加入銅粉生成CuCl的離子方程式為Cu2++2Cl-+Cu2CuCl，但由于生成的難溶鹽CuCl附著在Cu粉的表面，阻止反應的繼續進行，故實際該反應較難持續進行；為使反應徹底進行可加入濃鹽酸使生成的CuCl溶解生成[CuCl2]-；

（3）①CuSO4溶液與過量氨水生成[Cu(NH3)4]2+的離子方程式為Cu(H2O)4]2++4NH3·H2O[Cu(NH3)4]2++8H2O；

②由圖可知，溶液的酸性增大，NH3·H2O+H+=NH4++H2O，則平衡逆向移動，[Cu(H2O)4]2+ 轉化為[Cu(NH3)4]2+的平衡轉化率減小；A點[Cu(NH3)4]2+的濃度為0.2mol/L，則消耗的Cu(H2O)4]2+的濃度為0.2mol/L，則溶液中的c（Cu(H2O)4]2+）=1.0mol/L-0.2mol/L=0.8mol/L，NH3濃度為1.0mol/L，此時該轉化反應的平衡常數為 K==0.25；

③升高溫度，溶液中[Cu(H2O)4]2+的平衡轉化率減小，說明升溫平衡逆向移動，正方向為放熱反應，即該反應的ΔH<0；

④溫度高于150℃時硫酸四氯合銅易分解，則電鍍時，要控制局部溫度不得高于150℃；電解時，陰極發生的還原反應的電極反應式為[Cu(NH3)4]2++2e-=Cu↓+4NH3。