Question

10．已知25℃時(shí)，溶度積常數(shù)K_sp[Mg（OH）₂]=1.8×10^-11．在25℃時(shí)，0.1mol•L^-1NH₃•H₂O溶液（該溶液中只有0.1%的NH₃•H₂O發(fā)生了電離）與pH=4的鹽酸等體積混合后得到溶液M．則下列說(shuō)法中錯(cuò)誤的是（　　）

• A． M溶液的pH＞7
• B． 25℃時(shí)，溶度積常數(shù)K_a[NH₃•H₂O]約為1X10^-7
• C． 25℃時(shí)，向M溶液中加少量鹽酸，$\frac{c（N{H}_{4}^{+}）}{（N{H}_{3}•{H}_{2}O）•c（{H}^{+}）}$的比值變小
• D． 25℃時(shí)，向1L0.2mol•L^-1NH₃•H₂O溶液中加入1L0.2mol•L^-1MgCl溶液，有Mg（OH）₂沉淀產(chǎn)生（混合后溶液的體積變化不計(jì)）

Answer 1

分析 A.0.1mol•L^-1NH₃•H₂O溶液中有0.1%的NH₃•H₂O發(fā)生了電離，該氨水中氫氧根離子濃度約為0.1mol/L×0.1%=1×10^-4mol/L，則溶液M中氨水過(guò)量，溶液呈堿性；
B．該氨水中氫氧根離子、銨根離子的濃度約為1×10^-4mol/L，結(jié)合氨水的電離平衡常數(shù)計(jì)算；
C．根據(jù)$\frac{c（N{H}_{4}^{+}）}{（N{H}_{3}•{H}_{2}O）•c（{H}^{+}）}$=$\frac{c（N{H}_{4}^{+}）}{（N{H}_{3}•{H}_{2}O）•c（{H}^{+}）}$×$\frac{c（O{H}^{-}）}{c（O{H}^{-}）}$=$\frac{{K}_}{{K}_{w}}$分析；
D．混合液中氨水為0．mol/L，氫氧根離子濃度為1×10^-4mol/L，根據(jù)溶度積常數(shù)表達(dá)式計(jì)算出銨根離子與鎂離子的濃度商，然后與氫氧化鎂的溶度積進(jìn)行比較即可判斷是否有沉淀生成．

解答 解：A.0.1mol•L^-1NH₃•H₂O溶液中有0.1%的NH₃•H₂O發(fā)生了電離，該氨水中氫氧根離子濃度約為0.1mol/L×0.1%=1×10^-4mol/L，pH=4的鹽酸中氫離子濃度為1×10^-4mol/L，混合液M中氨水過(guò)量，溶液呈堿性，則M溶液的pH大于7，故A正確；
B．該氨水中氫氧根離子、銨根離子的濃度約為1×10^-4mol/L，則25℃時(shí)，溶度積常數(shù)K_a[NH₃•H₂O]=$\frac{1×1{0}^{-4}×1×1{0}^{-4}}{0.1}$=1×10^-7，故B正確；
C．設(shè)氨水的電離平衡常數(shù)為kb，則$\frac{c（N{H}_{4}^{+}）}{（N{H}_{3}•{H}_{2}O）•c（{H}^{+}）}$=$\frac{c（N{H}_{4}^{+}）}{（N{H}_{3}•{H}_{2}O）•c（{H}^{+}）}$×$\frac{c（O{H}^{-}）}{c（O{H}^{-}）}$=$\frac{{K}_}{{K}_{w}}$，由于氨水的電離平衡常數(shù)和水的離子積都不變，則M溶液中加入鹽酸后該比值不變，故C錯(cuò)誤；
D.25℃時(shí)，向1L0.2mol•L^-1NH₃•H₂O溶液中加入1L0.2mol•L^-1MgCl₂溶液，混合液中氫氧根離子濃度為1×10^-4mol/L，鎂離子濃度為0.1mol/L，則c（Mg²⁺）•[c（OH^-）]²=0.1×（1×10^-4）=1×10^-9＞1.8×10^-11，所以兩溶液混合后有Mg（OH）₂沉淀產(chǎn)生，故D正確；
故選C．

點(diǎn)評(píng) 本題考查了難溶物溶解度的計(jì)算、溶液酸堿性的判斷、平衡常數(shù)的計(jì)算等知識(shí)，題目難度中等，明確難溶物溶解平衡的影響及溶度積的表達(dá)式為解答關(guān)鍵，C為易錯(cuò)點(diǎn)，注意掌握水解平衡常數(shù)與電離平衡常數(shù)、水的離子積之間的關(guān)系．