Question

(本题共11分)氮族元素按原子序数增大，依次为：氮（N）、磷（P）、砷（As）、锑（Sb）、铋（Bi）。请回答：

28.常温常压下，向100mL 1.6mol/L稀氨水中逐滴滴入10mL 4.0mol/L稀硫酸，得到的溶液能使酚酞显红色。请比较所得溶液中NH₄⁺、 NH₃﹒H₂O、SO₄^2— 三种微粒的物质的量浓度大小关系：                。

29.含有砒霜（As₂O₃）的试样和锌、盐酸混合反应，生成的砷化氢在热玻璃管中完全分解成氢气和1.50 mg单质砷。则在整个过程中，转移的电子总数为             。

30.铋酸钠(NaBiO₃)溶液呈无色。向硫酸锰溶液中依次滴加下列溶液，对应的现象如表所示：

加入溶液	①适量铋酸钠溶液	②过量的双氧水	③适量KI淀粉溶液
实验现象	溶液呈紫红色	紫红色消失，产生气泡	溶液变成蓝色

请比较实验中所有的氧化剂和氧化产物的氧化性强弱关系（反应过程中的涉及的气体均不参与比较）：                                         。

31.五氟化锑（SbF₅）是无色黏稠液体，是很强的具有特殊酸性的酸，而且是超强酸氟锑酸HSbF₆（目前酸性最强的酸，比纯硫酸强2×10¹⁹倍）的组分之一。SbF₅可用于制备一般化学方法很难制备的氧化性极强的F₂，其过程如下（均未配平）：

①KMnO₄ + KF + H₂O₂ + HF → K₂MnF₆ +O₂ + H₂O

②SbCl₅ + HF → SbF₅ + HCl

③K₂MnF₆ + SbF₅ → KSbF₆ + MnF₃ + F₂↑

反应①中氧化剂和被氧化的元素的物质的量之比为     ____；反应③中SbF₅表现的性质为  ______性。

32.能在一定程度上抵消、减轻外加强酸或强碱对溶液酸度的影响，从而保持溶液的pH值相对稳定。这种溶液称为缓冲溶液。例如：人体血液中HCO₃^—和H₂CO₃等微粒形成的平衡体系，使得血液pH能稳定在7.4±0.05。某同学取19ml 0.2mol/L的NaH₂PO₄溶液，81ml 0.2mol/L的Na₂HPO₄溶液混合，配制0.2mol/L PH=7.4的磷酸缓冲溶液。已知该缓冲溶液利用的平衡体系是：H₂PO₄^—H⁺+HPO₄^2—，请根据该平衡体系分析其缓冲原理：                         。

Answer

28.c(NH4+)＞c(NH3▪H2O)＞c(SO42—) （2分）；

29.1.8×10―4NA。（3分）

30.NaBiO3＞NaMnO4＞H2O2＞I2 。（2分）；

31.1:3，酸性，（2分）

32.H2PO4—H++HPO42—，加酸性物质时，平衡逆向移动，氢离子浓度略微减小；加碱性物质时，平衡正向移动，氢离子浓度略微增大。（2分）

【解析】

试题分析：28.n(NH3)=0.1L×1.6mol/L=0.16mol，n(H2SO4)=0.01L×4.0mol/L0.04mol.二者发生反应：2NH3∙H2O+ H2SO4=(NH4)2SO4+ 2H2O。n(NH3)：n(H2SO4)=4:1>2:1，所以反应后的溶液为氨水和硫酸铵按2:1混合的溶液。由于得到的溶液能使酚酞显红色。说明NH3﹒H2O的电离作用大于NH4+的水解作用，但是电离程度是微弱的，主要以电解质分子存在。所以所得溶液中NH4+、NH3﹒H2O、SO42— 三种微粒的物质的量浓度大小关系是c(NH4+)＞c(NH3▪H2O)＞c(SO42—)。

29.含有砒霜（As2O3）的试样和锌、盐酸混合发生反应：As2O3+6Zn+12HCl=6ZnCl2+2AsH3↑+3H2O，每产生2mol AsH3转移电子12mol，再由反应方程式是：2AsH32As+3H2↑可知，每2mol的AsH3分解转移电子6mol，即每产生2mol的As单质，反应转移电子的物质的量是12mol+6mol=18mol，现在反应生成的砷化氢在热玻璃管中完全分解成氢气和1.50 mg单质砷。.n(As)= (1.50×10-3g)÷75g/mol=2×10- 5mol，所以在整个过程中，转移的电子总数为(2×10- 5mol÷2)×18NA=1.8×10―4NA；

30.①向硫酸锰溶液中加入适量铋酸钠溶液，溶液呈紫红色，说明NaBiO3将硫酸锰氧化为MnO4-，则氧化性NaBiO3＞NaMnO4；②再向该紫色溶液中加入过量的双氧水，紫红色消失，产生气泡，说明NaMnO4把H2O2氧化为O2，NaMnO4被还原为Mn2+，则氧化性：NaMnO4＞H2O2；③再向该溶液中加入适量KI淀粉溶液，溶液变成蓝色，说明产生了I2，也就证明了氧化性：H2O2＞I2，故物质的氧化性由强到弱的顺序是：NaBiO3＞NaMnO4＞H2O2＞I2 。

31.①将KMnO4 + KF + H2O2 + HF → K2MnF6 +O2 + H2O配平可得方程式2KMnO4 + 2KF + 3H2O2 + 10HF → 2K2MnF6 +3O2 + 8H2O，在该反应中KMnO4中的Mn得到电子，被还原，作氧化剂；H2O2中的O元素化合价升高，失去电子，被氧化，因此该反应中氧化剂和被氧化的元素的物质的量之比为2:6=1:3；反应③K2MnF6 + SbF5 → KSbF6 + MnF3 + F2↑中SbF5中的元素的化合价都没有发生变化，在反应中表现的性质为酸性；

32.NaH2PO4溶液中的阴离子存在电离平衡：H2PO4—H++HPO42—；当向该溶液中加入酸时，由于c(H+)增大，平衡逆向移动，使溶液中氢离子浓度略微减小；加碱性物质时，会消耗H+，平衡正向移动，使氢离子浓度又略微增大。总是使溶液中的H+浓度不会发生大的改变。

考点：考查离子浓度大小比较、物质的氧化性强弱比较、物质的作用、酸式盐的电离平衡移动的影响、氧化还原反应中的电子转移数目的计算的知识。