Question

【題目】根據(jù)水溶液中離子平衡原理回答下列問題：

I.明礬的化學(xué)式為____，明礬可用作凈水劑，用離子方程式表示明礬的凈水原理____

II.常溫下有濃度均為0.01mol/L的下列溶液①HNO3 ②H2S ③ NaOH ④NH3·H2O ⑤NH4Cl ⑥NH4HSO4 ⑦ NaCl�；卮鹣铝袉栴}：

(1)①②③⑤五中溶液中由水電離出的H+的濃度由大到小的順序為______（用序號表示，下同）

(2)④⑤⑥三種溶液中NH4+濃度由大到小的順序為__________________；

(3)①③④⑤⑥⑦六種溶液pH由大到小的順序為_________________；

(4)等體積的③④分別與同濃度的鹽酸反應(yīng)至均呈中性，消耗鹽酸的體積③_____④（填“大于”、“小于”、或“等于”）

(5)10mL ③與20mL⑤混合后，溶液呈_____性（填“酸”、“堿”或“中”），混合溶液中離子濃度由大到小的順序為______。

Answer 1

【答案】KAl(SO4)212H2O Al3++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+ ⑤>②>①=③ ⑥>⑤>④ ③>④>⑦>⑤>①>⑥ 大于 堿 c(Cl-)>c(NH4+)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+)

【解析】

I.明礬是十二水合硫酸鋁鉀，由于硫酸鋁鉀是強酸弱堿鹽，在溶液中Al3+發(fā)生水解反應(yīng)產(chǎn)生氫氧化鋁膠體，用鹽的水解規(guī)律分析判斷；

II.(1)根據(jù)酸、堿對水的電離平衡起抑制作用，強酸弱堿鹽水解促進(jìn)水的電離；等濃度的H+、OH-對水的電離抑制程度相同分析判斷；

(2)鹽是強電解質(zhì)，鹽電離產(chǎn)生的離子濃度遠(yuǎn)大于弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生的離子濃度。NH4+在溶液中存在水解平衡，根據(jù)平衡移動原理，分析三種溶液中銨根離子濃度大��；

(3)溶液的酸性越強，pH越小，溶液的堿性越強，pH越大，結(jié)合pH=-lg c(H+)分析；

(4)結(jié)合生成鹽是否水解判斷消耗鹽酸的體積；

(5)③是NaOH ⑤NH4Cl ，將二者按10mL ：20mL混合后發(fā)生反應(yīng)，得到等物質(zhì)的量濃度的NH3·H2O和NH4Cl、NaCl的的混合液，結(jié)合鹽的水解及弱電解質(zhì)電離程度分析比較溶液的酸堿性及離子濃度大小。

I.明礬是十二水合硫酸鋁鉀，其化學(xué)式為KAl(SO4)212H2O；由于硫酸鋁鉀是強酸弱堿鹽，在溶液中Al3+會發(fā)生水解反應(yīng)，產(chǎn)生氫氧化鋁膠體，水解的離子方程式為：Al3++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+；膠體表面積大，吸附力強，可吸附水中懸浮的固體，使之形成沉淀，從而具有凈水作用；

II.(1)水存在電離平衡：H2OH++OH-，外加酸或堿，會對水的電離平衡起抑制作用，0.01mol/L的①HNO3是一元強酸，電離產(chǎn)生的c(H+)=0.01mol/L；②H2S是二元弱酸，電離產(chǎn)生的c(H+)<0.01mol/L；③NaOH是一元強堿，電離產(chǎn)生的c(OH-)=0.01mol/L；根據(jù)水的電離平衡可知，這三種溶液對水的電離平衡起抑制作用，使水電離程度減小，離子濃度越大，抑制作用就越強，水電離產(chǎn)生的氫離子濃度就越�。欢�⑤NH4Cl是強酸弱堿鹽，電離產(chǎn)生的NH4+發(fā)生水解：NH4++H2ONH3·H2O+H+，水解消耗水電離產(chǎn)生的OH-，促進(jìn)水的電離平衡正向移動， 水電離產(chǎn)生的氫離子濃度增大，所以這幾種溶液中由水電離出的H+的濃度由大到小的順序為⑤>②>①=③；

(2)④NH3·H2O是弱電解質(zhì)，在溶液中存在電離平衡：NH3·H2O NH4++ OH-，電離產(chǎn)生的NH4+離子濃度遠(yuǎn)小于電解質(zhì)的濃度；⑤NH4Cl ⑥NH4HSO4都是鹽，電離產(chǎn)生的NH4+在溶液中存在水解平衡，NH4++H2ONH3·H2O+H+，由于NH4HSO4還會電離產(chǎn)生H+，對銨根的水解起抑制作用，使銨根離子水解程度減小，所以NH4+的濃度⑥>⑤>④；

(3)濃度均為0.01mol/L的①HNO3，pH=2；③NaOH是一元強堿，pH=12；④NH3·H2O是一元弱堿，7<pH<12；⑤NH4Cl 是強酸弱堿鹽，水解使溶液顯酸性，所以pH<7，⑥NH4HSO4電離方程式為NH4HSO4=NH4++H++SO42-，相當(dāng)于在一元強酸溶液中加入了等濃度的銨根離子，所以酸性比一元強酸強，⑦NaCl是強酸強堿鹽，不水解，溶液顯中性，所以六種溶液pH由大到小的順序為③>④>⑦>⑤>①>⑥；

(4)③NaOH ④NH3·H2O的濃度相等，若完全中和，消耗等濃度的鹽酸的體積也相等，但NH3·H2O與HCl反應(yīng)產(chǎn)生的鹽NH4Cl水解使溶液顯酸性，而NaOH與鹽酸反應(yīng)產(chǎn)生的NaCl不水解，所以要使反應(yīng)后溶液顯中性，則NH·H2O消耗的鹽酸的物質(zhì)的量少，由于鹽酸濃度相等，因此消耗鹽酸的體積③>④；

(5)③是NaOH溶液 ⑤NH4Cl溶液 ，將二者按10mL：20mL混合后發(fā)生反應(yīng)NaOH+NH4Cl=NH3·H2O+NaCl，根據(jù)方程式可知二者反應(yīng)時物質(zhì)的量的比是1:1，由于加入NaOH是10mL，NH4Cl是20mL，二者的濃度相等，所以NH4Cl溶液過量，最終得到等物質(zhì)的量濃度的NH3·H2O和NH4Cl、NaCl的混合液，由于NH3·H2O的電離作用大于NH4Cl的水解作用，c(OH-)>c(H+)，所以溶液顯堿性；根據(jù)物料守恒可得c(Cl-)=2c(Na+)；NH3·H2O電離產(chǎn)生NH4+，溶液中的NH4+由NH4Cl和NH3·H2O電離產(chǎn)生；導(dǎo)致溶液中c(NH4+)> c(Na+)，由于鹽NaCl是強電解質(zhì)，鹽電離產(chǎn)生的離子濃度c(Na+)大于NH3·H2O電離產(chǎn)生的c(OH-)，所以該混合溶液中各種離子濃度大小關(guān)系為：c(Cl-)>c(NH4+)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+)。