Question

18．常溫下有濃度均為0.5mol/L的四種溶液：
①Na₂CO₃、②NaHCO₃、③HCl、④NH₃•H₂O
（1）上述溶液中，可發(fā)生水解的是①②（填序號，下同）．
（2）上述溶液中，既能與氫氧化鈉反應(yīng)，又能和硫酸反應(yīng)的溶液中離子濃度由大到小的順序?yàn)椋篶（Na⁺）＞c（HCO₃^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）＞c（CO₃^2-）．
（3）向④中加入少量氯化銨固體，此時c（NH₄⁺）/c（OH^-）的值增大（填“增大”、“減小”、或“不變”）．
（4）若將③和④的溶液混合后溶液恰好呈中性，則混合前③的體積小于④的體積，此時溶液中c（NH₄⁺）等于c（Cl^-） （分別填“大于”、“小于”或“等于”）
（5）取10mL溶液③，加水稀釋到500mL，則此時溶液中由水電離出的c（H⁺）=10^-12 mol/L．

Answer 1

分析 （1）酸或堿抑制水電離，含有弱離子的鹽促進(jìn)水電離；
（2）弱酸酸式鹽能和硫酸、NaOH反應(yīng)，所以碳酸氫鈉能和硫酸、NaOH反應(yīng)，碳酸氫鈉是強(qiáng)堿弱酸酸式鹽，碳酸氫根離子水解程度大于電離程度，導(dǎo)致該溶液呈堿性，但其電離和水解程度較小，水電離生成氫離子和氫氧根離子；
（3）向④中加入少量氯化銨固體，溶液中c（NH₄⁺）增大而抑制一水合氨電離，則溶液中c（OH^-）減�。�
（4）氯化銨是強(qiáng)酸弱堿鹽，其水溶液呈酸性，要使混合溶液呈中性，則氨水應(yīng)該稍微過量；結(jié)合電荷守恒判斷溶液中c（NH₄⁺）、c（Cl^-）相對大��；
（5）取10mL溶液③，加水稀釋到500mL，溶液體積增大50倍，溶液中氫離子濃度變?yōu)樵瓉淼?\frac{1}{50}$，為0.01mol/L，根據(jù)水的離子積常數(shù)計(jì)算水電離出c（H⁺）．

解答 解：（1）酸或堿抑制水電離，含有弱離子的鹽促進(jìn)水電離，①②中含有弱酸根離子，則促進(jìn)水電離，③為酸、④為堿，所以抑制水電離，故答案為：①②；
（2）弱酸酸式鹽能和硫酸、NaOH反應(yīng)，所以碳酸氫鈉能和硫酸、NaOH反應(yīng)，碳酸氫鈉是強(qiáng)堿弱酸酸式鹽，碳酸氫根離子水解程度大于電離程度，導(dǎo)致該溶液呈堿性，但其電離和水解程度較小，水電離生成氫離子和氫氧根離子，所以離子濃度大小順序是c（Na⁺）＞c（HCO₃^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）＞c（CO₃^2-），故答案為：c（Na⁺）＞c（HCO₃^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）＞c（CO₃^2-）；
（3）向④中加入少量氯化銨固體，溶液中c（NH₄⁺）增大而抑制一水合氨電離，則溶液中c（OH^-）減小，c（NH₄⁺）/c（OH^-）的值增大，故答案為：增大；
（4）氯化銨是強(qiáng)酸弱堿鹽，其水溶液呈酸性，要使混合溶液呈中性，則氨水應(yīng)該稍微過量，二者濃度相等，所以鹽酸體積小于氨水；結(jié)合電荷守恒知溶液中c（NH₄⁺）等于c（Cl^-），
故答案為：小于；等于；
（5）取10mL溶液③，加水稀釋到500mL，溶液體積增大50倍，溶液中氫離子濃度變?yōu)樵瓉淼?\frac{1}{50}$，為0.01mol/L，水電離出c（H⁺）=$\frac{1{0}^{-14}}{0.01}$mol/L=10^-12 mol/L，
故答案為：10^-12 mol/L．

點(diǎn)評 本題考查弱電解質(zhì)的電離和鹽類水解，為高頻考點(diǎn)，明確弱電解質(zhì)電離及鹽類水解特點(diǎn)是解本題關(guān)鍵，側(cè)重考查學(xué)生分析計(jì)算能力，易錯點(diǎn)是（5）題計(jì)算，注意酸溶液中c（H⁺）與水電離出c（H⁺）不等，題目難度不大．