Question

【題目】在室溫下，下列五種溶液：①0.1 mol/L NH4Cl；②0.1 mol/L CH3COONH4；③0.1 mol/L NH4HSO4；④0.1 mol/L NH3·H2O和0.1 mol/L NH4Cl混合液；⑤0.1 mol/L NH3·H2O，請根據(jù)要求填寫下列空白：

(1)溶液①呈__________性(填“酸”、“堿”或“中”)，其原因是__________。(用離子方程式表示)

(2)比較溶液①、②、③、⑤中c(NH4+)的由大到小的順序__________。

(3)在溶液④中，__________離子的濃度為0.1 mol/L；NH3·H2O和__________離子的物質(zhì)的量濃度之和為0.2 mol/L。

(4)室溫下，測得溶液②的pH=7，則說明CH3COO-的水解程度__________(填“>”、“<”或“=”)NH4+的水解程度，CH3COO-與NH4+濃度的大小關(guān)系是：c(CH3COO-)_______c(NH4+)(填“>”、“<”或“=”)。

Answer 1

【答案】酸 NH4++H2ONH3·H2O+H+ ③①②⑤ Cl- NH4+ = =

【解析】

(1)氯化銨溶液中銨根離子水解，結(jié)合水電離出的氫氧根離子，促進(jìn)水的電離平衡正向進(jìn)行，氫離子濃度增大；

(2)鹽是強(qiáng)電解質(zhì)，完全電離，NH3·H2O是弱電解質(zhì)，部分電離，等濃度的鹽電離產(chǎn)生的離子濃度大于NH3·H2O產(chǎn)生的離子濃度，NH4Cl溶液中由于NH4+水解使溶液顯酸性，陽離子、陰離子都水解比單獨(dú)一種離子水解程度大，向溶液中加入H+會抑制鹽的水解，加入OH-會促進(jìn)離子水解；

(3)④為0.1mol/L NH3H2O和0.1mol/LNH4Cl混合液氯離子濃度為0.1 mol/L，溶液中存在物料守恒，溶液中銨根離子和一水合氨濃度總和為0.2 mol/L；

(4)醋酸根離子水解使溶液顯堿性，銨根離子水解使溶液顯酸性，室溫下測得溶液②0.1 mol/L CH3COONH4溶液的pH=7為中性，說明水解程度相同，溶液中存在電荷守恒。

(1)氯化銨溶液中銨根離子水解，NH4++H2ONH3·H2O+H+，NH4+和水電離出來的結(jié)合成NH3H2O，促進(jìn)水的電離，平衡時使c(H+)>c(OH-)，所以溶液呈酸性；

(2)鹽NH4Cl、CH3COONH4、NH4HSO4都是可溶性強(qiáng)電解質(zhì)，完全電離產(chǎn)生NH4+，而NH3·H2O是弱電解質(zhì)，在溶液中只能微弱的電離產(chǎn)生NH4+和OH-，所以等濃度的四種物質(zhì)的水溶液中，NH3·H2O中NH4+最�。蝗�種鹽溶液中都存在銨根離子水解，NH4++H2ONH3·H2O+H+，水解是溶液顯酸性，使NH4+濃度降低，在CH3COONH4中同時還存在CH3COO-的水解平衡：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-，水解產(chǎn)生OH-會消耗溶液中H+的濃度，使平衡NH4++H2ONH3·H2O+H+正向移動，導(dǎo)致c(NH4+)的比NH4Cl的��；而在NH4HSO4中還電離產(chǎn)生H+，H+濃度增大，使NH4+的水解平衡逆向移動，最終達(dá)到平衡時溶液中致c(NH4+)的比NH4Cl大，故①、②、③、⑤溶液中c(NH4+)的由大到小的順序?yàn)棰邰佗冖荩?/span>

(3)④為0.1 mol/L NH3H2O和0.1 mol/LNH4Cl混合液，根據(jù)溶液成分可知：溶液中Cl-濃度為0.1 mol/L，在該溶液中存在物料守恒，溶液中銨根離子和一水合氨濃度總和為0.2 mol/L；

(4)醋酸根離子水解消耗水電離產(chǎn)生的H+使溶液顯堿性，銨根離子水解消耗溶液中的OH-，使溶液顯酸性，室溫下測得溶液②0.1 mol/LCH3COONH4溶液的pH=7為中性，說明溶液中c(H+)=c(OH-)，說明CH3COO-、NH4+的水解程度相同，溶液中電荷守恒為：c(CH3COO-)+c(OH-)=c(H+)+c(NH4+)，由于c(H+)=c(OH-)，所以c(CH3COO-)=c(NH4+)。