Question

探究實驗發(fā)現，硝酸發(fā)生氧化還原反應時，濃度越稀，對應還原產物中氮元素的化合價越低．
（1）一定條件下，將少量的鎂粉與足量極稀的硝酸充分反應，完成并配平下列化學方程式：
□Mg+□HNO₃═□□+□NH₄NO₃+□H₂O
（2）為了測定某鎂鋁合金中兩種金屬的物質的量之比，某同學取一定量鎂鋁合金與足量極稀的硝酸充分反應，反應過程中無氣體放出．在反應結束后溶液中，逐滴加入1mol?L^-1的氫氧化鈉溶液，所加氫氧化鈉溶液的體積（mL）與產生沉淀的物質的量（mol）的關系如圖所示．
試回答下列問題：
①圖中OC段發(fā)生反應的離子方程式為

 

．圖中DE段發(fā)生反應的離子方程式為

 

．
②由上述圖形分析可知，溶液中結合OH^-能力最強的陽離子是

 

（填離子符號，下同），最弱的陽離子是

 

．
③通過上圖數據計算知：合金中兩種金屬的物質的量之比n（Mg）：n（Al）=

 

．

Answer 1

考點：化學方程式的有關計算,有關混合物反應的計算

專題：計算題

分析：（1）反應還生成Mg（NO）₃，根據化合價升降相等與原子守恒配平；
（2）①②OC段沒有沉淀生成，說明硝酸過量，發(fā)生酸堿中和反應：H⁺+OH^-=H₂O，CD段生成沉淀，發(fā)生反應：Fe³⁺+3OH^-=Fe（OH）₃↓，Al³⁺+3OH^-=Al（OH）₃↓，DE段沉淀的量沒有發(fā)生變化，是NH₄NO₃和NaOH反應，發(fā)生反應NH₄⁺+OH^-═NH₃?H₂O，EF段沉淀部分溶解，發(fā)生反應：Al（OH）₃ +OH^-=AlO₂^-+2H₂O，
③根據EF段消耗氫氧化鈉計算n[Al（OH）₃]，根據Al元素守恒n（Al）=n（Al³⁺）=n[Al（OH）₃]．D點溶液中溶質為NH₄NO₃，由DE段消耗NaOH計算n（NH₄⁺），根據電子轉移守恒計算n（Mg²⁺），據此計算解答．

解答： 解：（1）少量的鎂粉與足量極稀的硝酸充分反應生成硝酸鎂，Mg→Mg（NO₃）₂ ，Mg的化合價0→+2，化合價升高2，HNO₃→NH₄NO₃，N的化合價+5→-3，化合價降低8，根據化合價升降相等，可知Mg、Mg（NO₃）₂ 的化學計量數為4，NH₄NO₃的化學計量數為1，再根據原子守恒可知HNO₃的化學計量數為10，H₂O的化學計量數為3，因此化學方程式為4Mg+10HNO₃═4Mg（NO₃）₂+NH₄NO₃+3H₂O，
故答案為：4；10；4　Mg（NO₃）₂；1；3；
（2）OC段沒有沉淀生成，說明硝酸過量，發(fā)生酸堿中和反應：H⁺+OH^-=H₂O，CD段生成沉淀，發(fā)生反應：Fe³⁺+3OH^-=Fe（OH）₃↓，Al³⁺+3OH^-=Al（OH）₃↓，DE段沉淀的量沒有發(fā)生變化，是NH₄NO₃和NaOH反應，發(fā)生反應NH₄⁺+OH^-═NH₃?H₂O，EF段沉淀部分溶解，發(fā)生反應：Al（OH）₃ +OH^-=AlO₂^-+2H₂O，
①由上述分析可知，OC段發(fā)生反應的離子方程式為H⁺+OH^-=H₂O，圖中DE段發(fā)生反應的離子方程式為：Al（OH）₃ +OH^-=AlO₂^-+2H₂O，
故答案為：H⁺+OH^-=H₂O；Al（OH）₃ +OH^-=AlO₂^-+2H₂O；
②由上述發(fā)信息可知，溶液中結合OH^-能力最強的陽離子是H⁺，最弱的陽離子是NH₄⁺，
故答案為：H⁺；NH₄⁺；
③EF段為Al（OH）₃溶解在氫氧化鈉溶液中，根據Al（OH）₃+NaOH=NaAlO₂+2H₂O，可知n[Al（OH）₃]=n（NaOH）=1mol/L×2×10^-3L=0.002mol，根據Al原子守恒，可知合金中Al、溶液中Al³⁺均為0.002mol．
DE段沉淀的質量沒有發(fā)生變化，為NH₄NO₃和NaOH反應，n（NH₄⁺）=n（NaOH）=（20-18）×10^-3L×1mol/L=0.002mol，
設Mg²⁺有xmol，而Al³⁺有0.002mol，NH₄⁺有0.002mol，根據電子守恒可得：2x+0.002×3=0.002×8，解得x=0.005，所以Mg的物質的量為0.005mol，
故n（Mg）：n（Al）=0.005mol：0.002mol=5：2，
故答案為：5：2．

點評：本題考查混合物的計算，關鍵是明確各階段發(fā)生的反應，注意從電子守恒、質量守恒的角度解答，題目難度較大．