Question

【題目】亞硝酸(HNO2)是一元弱酸，不穩(wěn)定，只能存在于較低溫度的稀溶液中。室溫時，亞硝酸(HNO2)的電離平衡常數(shù)Ka=5.1×10-4，H2CO3的電離平衡常數(shù)Ka1=4.2×10-7、Ka2=5.61×10-11。亞硝酸及其鹽在實驗和工業(yè)生產(chǎn)中有重要應用。請回答：

(1)在酸性條件下，NaNO2與KI按物質(zhì)的量1︰1恰好完全反應，I－被氧化為I2，寫出該反應的離子方程式________________。

(2)NaNO2溶液呈_____性(填“酸”“堿”或“中”)，原因是________(用離子方程式表示)。要得到穩(wěn)定HNO2溶液，可以往冷凍的濃NaNO2溶液中加入或通入某種物質(zhì)，下列物質(zhì)不適合使用______(填序號)。

a.稀H2SO4 b.CO2 c.SO2

(3)若用電解法將廢水中NO2－轉(zhuǎn)換為N2除去，N2將在__________(填電極名稱)生成。

(4)向含1 mol Na2CO3的溶液中加入1 mol HNO2后，c(CO32-)、c(HCO3-)、c(NO2－)由大到小的順序為________________。

(5)25℃時，用0.100molL-1NaOH溶液滴定20.0mL某濃度的HNO2溶液，溶液的pH與NaOH溶液體積(V)的關系如圖所示，(在該條件下HNO2不分解)

已知：M點對應溶液中，c(OH－)=c(H+)+c(HNO2)。則：

①原溶液中c(HNO2)為_________。

②下列關于N點對應溶液的說法正確的是______(填選項字母)。

A.溶質(zhì)只有NaNO2

B.水電離出來的c(H+)=1×10-7 molL-1

C.溶液中：c(Na+)＜c(OH-)

D.溶液中離子濃度：c(Na+)= c(NO2-)

Answer 1

【答案】4H+ + 2NO2－+ 2I－=I2 + 2NO↑+ 2H2O 堿 NO2－+H2OOH－+ HNO2 bc 陰極 c(NO2－)> c(HCO3-) > c(CO32-) 0.110mol/L BD

【解析】

(1)根據(jù)氧化還原反應中得失電子守恒判斷含N產(chǎn)物，進而書寫離子方程式；

(2)根據(jù)復分解反應中強酸制弱酸的原理以及氧化還原反應的原理判斷；

(3)電解池中，陰極發(fā)生得電子的還原反應，陽極發(fā)生失電子的氧化反應；

(4)首先判斷二者反應的產(chǎn)物，再結(jié)合越弱越水解的原理分析；

(5)①根據(jù)M點對應溶液中，c(OH－)=c(H+)+c(HNO2)，判斷M點恰好生成NaNO2，據(jù)此計算c(HNO2)；

②N點溶液顯中性，NaOH不足，HNO2有剩余，溶質(zhì)為NaNO2、HNO2，據(jù)此分析解答。

(1)I－被氧化為I2時，1mol I－失電子1mol，NaNO2中N元素化合價是+3價，由于在酸性條件下，NaNO2與KI按物質(zhì)的量1︰1恰好完全反應，由得失電子守恒可知1molNaNO2得電子1mol，則N元素化合價應降低為+2價，則產(chǎn)物中含氮的物質(zhì)為NO，配平該離子方程式為4H+ + 2NO2－+ 2I－=I2 + 2NO↑+ 2H2O；故答案為：4H+ + 2NO2－+ 2I－=I2 +2NO↑+2H2O；

(2)NaNO2為強堿弱酸鹽，NO2－發(fā)生水解NO2－+H2OOH－+ HNO2，使溶液呈堿性；已知室溫時，亞硝酸(HNO2)的電離平衡常數(shù)Ka=5.1×10-4，H2CO3的電離平衡常數(shù)Ka1=4.2×10-7，則酸性：HNO2＞H2CO3，根據(jù)強酸制弱酸的原理可知，NaNO2、二氧化碳、水不能反應生成HNO2；由(1)知在酸性條件下，NaNO2能將I－氧化為I2，則濃NaNO2溶液中通入二氧化硫時，NaNO2能將二氧化硫氧化，則無法得到HNO2；加入稀H2SO4，發(fā)生復分解反應生成HNO2；故答案為：堿；NO2－+H2OOH－+ HNO2；bc；

(3)用電解法將廢水中NO2－轉(zhuǎn)換為N2除去，N元素化合價降低，得電子，根據(jù)電解池的原理，陰極發(fā)生得電子的還原反應，則N2將在陰極生成；故答案為：陰極；

(4)酸性：HNO2＞H2CO3，則向含1 mol Na2CO3的溶液中加入1 mol HNO2，發(fā)生反應：Na2CO3+ HNO2=NaHCO3+ NaNO2，則溶質(zhì)變?yōu)?/span>1mol NaHCO3和1molNaNO2，由于酸性：HNO2＞H2CO3，根據(jù)越弱越水解原理知，NO2－的水解程度比HCO3－的水解程度小，且弱離子的水解是微弱的，HCO3－的電離是微弱的，則c(CO32-)、c(HCO3-)、c(NO2－)由大到小的順序為c(NO2－)>c(HCO3－) > c(CO32－)；故答案為：c(NO2－)>c(HCO3－) > c(CO32－)；

(5)①已知：M點對應溶液中，c(OH－)=c(H+)+c(HNO2)，則M點恰好生成NaNO2，由此可知，22mL 0.100molL-1NaOH與20.0mL HNO2溶液恰好反應，則可得c(NaOH)V(NaOH)=c(HNO2)V(HNO2)，0.022L×0.100molL-1=0.020Lc(HNO2)，解得c(HNO2)=0.110mol/L；故答案為：0.110mol/L；

②N點溶液顯中性，NaOH不足，HNO2有剩余，溶質(zhì)為NaNO2、HNO2，

A. 溶質(zhì)為NaNO2、HNO2，A項錯誤；

B. N點溶液顯中性，水電離出來的c(H+)=1×10-7 molL-1，B項正確；

C. N點溶液顯中性，溶質(zhì)為NaNO2、HNO2，c(Na+)遠大于c(OH-)，C項錯誤；

D. N點溶液顯中性，由電荷守恒：c(Na+)＋c(H+)= c(NO2-)＋c(OH－)，可知c(Na+)= c(NO2-)，D項正確；故答案為：BD。