Question

12．常溫下有濃度均為0.1mol•L^-1的四種溶液：
①Na₂CO₃②NaHCO₃      ③HCl     ④NH₃•H₂O
（1）有人稱溶液①是油污的“清道夫”，原因是CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-（用離子方程式解釋）
（2）這四種溶液中水的電離程度由大到小的順序是（用序號填寫）①②④③
（3）向④中加入少量氯化銨固體，此時$\frac{[OH]}{[N{H}_{3}•{H}_{2}O]}$的值減�。ㄌ睢霸龃蟆薄皽p小”或“不變”）．
（4）等體積混合③和④的溶液，此時溶液中[NH₄⁺]+[NH₃•H₂O]=0.05mol•L^-1（填數(shù)值）；此時溶液中離子濃度的大小順序是：[Cl^-]＞[NH₄⁺]＞[H⁺]＞[OH^-]；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（填“大于”小于”或“等于”）
（5）將10mL溶液③加水稀釋至100mL，則此時溶液中由水電離出的c（ H⁺）=10^-12 mol•L^-1．

Answer 1

分析 （1）碳酸鈉溶液水解顯堿性，油污在堿溶液中發(fā)生水解生成溶于水的醇和鹽，容易洗去；
（2）水解的鹽促進水的電離，酸堿抑制水的 電離，鹽水解程度越大，水的電離平衡程度越大，弱酸堿抑制水電離程度小于強酸強堿；
（3）一水合氨溶液中存在電離平衡，加入氯化銨固體溶解后，銨根離子濃度增大，平衡逆向進行；
（4）等體積混合③HCl ④NH₃•H₂O，生成氯化銨溶液，溶液中存在物料守恒，氮元素守恒，銨根離子水解溶液顯酸性判斷溶液中離子濃度大小，若將③和④的溶液混合后溶液恰好呈中性，需要一水合氨多，據(jù)此分析溶液體積；
（5）取10mL溶液③，加水稀釋到100mL，溶液濃度為原來的$\frac{1}{10}$，為0.01mol/L．

解答 解：（1）碳酸鈉溶液水解顯堿性，離子方程式為：CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-，
故答案為：CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-；
（2）①Na₂CO₃ ②NaHCO₃ 鹽溶液中陰離子水解促進誰的電離，水的電離程度增大，碳酸根離子水解程度大于碳酸氫根離子，則水的電離程度①＞②，③HCl ④NH₃•H₂O是酸和堿，抑制水的電離，一水合氨為弱堿對水抑制沉淀小，水電離程度④＞③，則四種溶液中水的電離程度由大到小的順序是①②④③，
故答案為：①②④③；
（3）一水合氨溶液中存在電離平衡，加入氯化銨固體溶解后，銨根離子濃度增大，平衡逆向進行，氫氧根離子減小，一水合氨增大，比值減小，
故答案為：減小；
（4）等體積混合③HCl ④NH₃•H₂O，生成氯化銨溶液，溶液中存在物料守恒，氮元素守恒，此時溶液中[NH₄⁺]+[NH₃•H₂O]=0.05mol/L，溶液中銨根離子水解溶液顯酸性判斷溶液中離子濃度大小為：[Cl^-]＞[NH₄⁺]＞[H⁺]＞[OH^-]，若將③和④的溶液混合后溶液恰好呈中性，需要一水合氨多，一水合氨溶液體積略大，則混合前③的體積小于④的體積，
故答案為：0.05；[Cl^-]＞[NH₄⁺]＞[H⁺]＞[OH^-]；小于；
（5）取10mL溶液③，加水稀釋到100mL，溶液濃度為原來的$\frac{1}{10}$，為0.01mol/L，由Kw=c（OH^-）•c（H⁺）可知，c（OH^-）=10^-12 mol•L^-1，則此時溶液中由水電離出的c（H⁺）=10^-12 mol•L^-1，
故答案為：10^-12．

點評 本題考查較為綜合，涉及弱電解質(zhì)的電離和鹽類的水解、電解質(zhì)溶液中離子濃度大小、溶液酸堿性判斷等問題，綜合考查學(xué)生的化學(xué)知識應(yīng)用能力和分析能力，題目難度中等．