Question

11．（1）在25℃條件下將pH=11的氨水稀釋100倍后溶液的pH為D．
A.9  B.13  C.11～13之間  D9～11之間．
（2）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C．
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
（3）室溫下，如果將0.1mol NH₄Cl和0.05mol NaOH全部溶于水，形成混合溶液（假設無損失）
①NH₄⁺和NH₃．H₂O兩種粒子的物質的量之和等于0.1mol．
②NH₄⁺和H⁺兩種粒子的物質的量之和比OH^-多0.05mol．
（4）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，該溶質的名稱是氯化銨，上述離子濃度大小順序關系中正確的是（選填序號）A．
②若上述關系中C是正確的，則溶液中溶質的化學式是NH₃•H₂O和NH₄Cl．
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

分析 （1）將pH=11的氨水稀釋100倍后，稀釋后的溶液中氫氧根離子濃度大于原來的$\frac{1}{100}$；
（2）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；
（3）根據(jù)物料守恒和電荷守恒來分析；
（4）①任何電解質溶液中都存在OH^-、H⁺，如果溶液中只存在一種溶質，根據(jù)溶液中存在的離子知，溶質只能是氯化銨，NH₄⁺水解導致其溶液呈酸性，但水解程度較��；
②若上述關系中④是正確的，c（OH^-）＞c（H⁺）則溶液呈堿性，氯化銨溶液呈酸性，要使混合溶液呈堿性，則溶液中溶質為一水合氨和氯化銨；
③該溶液中由體積相等的稀鹽酸和氨水混合而成，溶液呈中性，根據(jù)電荷守恒分析．

解答 解：（1）一水合氨為弱電解質，存在電離平衡，稀釋后一水合氨的電離程度增大，溶液中氫氧根離子的物質的量增大，所以將pH=11的氨水稀釋100倍后，稀釋后的溶液中氫氧根離子濃度大于原來的$\frac{1}{100}$，溶液的pH應該9-11之間，
故答案為：D；
（2）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，故答案為：C；
（3）根據(jù)物料守恒知，C（NH₄⁺）+C（NH₃．H₂O）=0.1mol，根據(jù)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⁺；
（4）①溶液中只存在OH^-、H⁺、NH₄⁺、Cl^-四種離子，可能為NH₄Cl溶液，因NH₄⁺水解而顯酸性，溶液中離子濃度大小順序為c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），故答案為：氯化銨；A；
②若上述關系中D是正確的，溶液呈堿性，且c（NH₄⁺）＞c（Cl^-），應為NH₃•H₂O和NH₄Cl的混合物，
故答案為：NH₃•H₂O和NH₄Cl；
③溶液呈中性，據(jù)c（Cl^-）+c（OH^-）=c（NH₄⁺）+c（H⁺）可得c（Cl^-）=c（NH₄⁺），因氨水為弱電解質，若該溶液中由體積相等的稀鹽酸和氨水混合而成，則氨水濃度大于鹽酸濃度，如小于或等于，則溶液呈酸性，
故答案為：＜；=．

點評 本題綜合考查鹽類的水解、弱電解質的電離以及離子濃度的大小比較，為高頻考點，側重于學生的分析能力的考查，題目難度較大，注意把握鹽類的水解以及弱電解質電離的特征，把握比較離子濃度大小順序的方法．