Question

（1）25℃時，向0.1mol/L的氨水中加入少量氯化銨固體，當固體溶解后，測得溶液pH減小，主要原因是（填序號）

 

．
A．氨水與氯化銨發(fā)生化學反應      B．氯化銨溶液水解顯酸性，增加了c（H⁺）
C．氯化銨溶于水，電離出大量銨離子，抑制了氨水的電離，使c（OH^-）減小
（2）如果將0.1molNH₄Cl和0.05molNaOH全部溶于水，形成混合溶液（無NH₃逸出），
①

 

和

 

兩種粒子的物質的量之和等于0.1mol．
②

 

和

 

兩種粒子的物質的量之和比OH^-多0.05mol．
（3）已知某溶液中只存在OH^-、H⁺、NH₄⁺、Cl^-四種離子，某同學推測該溶液中各離子
濃度大小順序可能有如下四種關系：
A．c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）   B．c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
C．c（Cl^-）＞c（H⁺）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）   D．c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
①若溶液中只溶解了一種溶質，該溶質的名稱是

 

，上述離子濃度大小順序關系中正確的是

 

．（選填序號）
②若上述關系中C是正確的，則溶液中溶質的化學式是

 

．
③若該溶液中由體積相等的稀鹽酸和氨水混合而成，且恰好呈中性，則混合前c（HCl）（填“＞”、“＜”、或“=”，下同）

 

c（NH₃?H₂O），混合后溶液中c（NH₄⁺）與c（Cl^-）的關系[c（NH₄⁺）

 

c（Cl^-）．

Answer 1

考點：鹽類水解的應用,弱電解質在水溶液中的電離平衡

專題：電離平衡與溶液的pH專題,鹽類的水解專題

分析：（1）氨水是弱電解質存在電離平衡，向溶液中加入相同的離子能抑制氨水電離；
（2）根據物料守恒和電荷守恒來分析；
（3）只存在OH^-、H⁺、NH₄⁺、Cl^-四種離子的溶液，可能為氯化銨溶液、可能為氯化銨和鹽酸的混合溶液、可能為氯化銨和氨水的混合溶液；
①若為NH₄Cl溶液，由銨根離子水解來分析；
②C是正確的，c（H⁺）＞c（NH₄⁺），以此來分析；
③若等體積等濃度混合，恰好生成氯化銨，溶液顯酸性，則為保證中性，堿的濃度大于酸的濃度；并利用電荷守恒c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（Cl^-）來分析．

解答： 解：（1）氯化銨溶于水電離出銨根離子，使氨水中的銨根離子濃度增大平衡向左移動，從而抑制氨水電離，故選C；
（2）根據物料守恒知，C（NH₄⁺）+C（NH₃．H₂O）=0.1mol，根據溶液中電荷守恒得C（Cl^-）+c（OH^-）=c（H⁺）+C（NH₄⁺）+C（Na⁺），c（H⁺）+C（NH₄⁺）-c（OH^-）=C（Cl^-）-C（Na⁺）=0.1mol-0.05mol=0.05mol，
故答案為：①NH₄⁺、NH₃．H₂O；②NH₄⁺、H⁺；
（3）只存在OH^-、H⁺、NH₄⁺、Cl^-四種離子的溶液，可能為氯化銨溶液、可能為氯化銨和鹽酸的混合溶液、可能為氯化銨和氨水的混合溶液；
①若為NH₄Cl溶液，名稱為氯化銨，因銨根離子水解，水解顯酸性，則離子濃度為c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），故答案為：氯化銨；A；
②C是正確的，c（H⁺）＞c（NH₄⁺），則該溶液應為HCl和NH₄Cl溶液，故答案為：HCl和NH₄Cl；
③若等體積等濃度混合，恰好生成氯化銨，溶液顯酸性，則為保證中性，堿的濃度大于酸的濃度，即c（HCl）＜c（NH₃?H₂O）；由電荷守恒c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（Cl^-）可知，溶液為中性，c（H⁺）=c（OH^-），則c（Cl^-）=c（NH₄⁺），故答案為：＜；=．

點評：本題考查了弱電解質的電離、離子濃度大小等知識點，根據物質的性質及物料守恒和電荷守恒來分析解答，注意溶液中溶質的判斷及離子的水解為解答的難點，題目難度中等．