Question

9．在室溫下，下列五種溶液：
①0.1mol/L NH₄Cl       ②0.1mol/L CH₃COONH₄     ③0.1mol/L NH₄HSO₄
④0.1mol/L NH₃•H₂O和0.1mol/L NH₄Cl混合液        ⑤0.1mol/L NH₃•H₂O
請根據(jù)要求填寫下列空白：
（1）溶液①呈酸性（填“酸”“堿”或“中”），其原因是NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺（用離子方程式表示）
（2）在溶液④中Cl^-離子的濃度為0.1mol/L；NH₃•H₂O和NH₄⁺離子的量濃度之和為0.2mol/L．
（3）室溫下，測得溶液②的pH=7，則說明CH₃COO^-的水解程度=（填“＞”“＜”或“=”）NH₄⁺的水解程度，CH₃COO^-與NH₄⁺濃度的大小關(guān)系是：c（CH₃COO^-）=c（NH₄⁺）
（4）常溫下，某水溶液M中存在的離子有：Na⁺、A^2-、HA^-、H⁺、OH^-，存在的分子有H₂O、H₂A．
①寫出酸H₂A的電離方程式H₂A?H⁺+HA^-，HA^-?H⁺+A^2-．
②若溶液M由10mL 2mol•L^-1NaHA溶液與2mol•L^-1NaOH溶液等體積混合而得，則溶液M的pH＞7（填“＞”、“＜”或“=”）．

Answer 1

分析 （1）氯化銨溶液中銨根離子水解，結(jié)合水電離出的氫氧根離子，促進水的電離平衡正向進行，氫離子濃度增大；
（2）0.1mol/L NH₃•H₂O和0.1mol/L NH₄Cl混合液氯離子濃度為0.1mol/L，溶液中存在物料守恒，溶液中銨根離子和一水合氨濃度總和為0.2mol/L；
（3）醋酸根離子水解顯堿性，銨根離子水解顯酸性，室溫下測得溶液②0.1mol/L CH₃COONH₄溶液的pH=7為中性，說明水解程度相同，溶液中存在電荷守恒；
（4）①存在的分子有H₂O、H₂A，則H₂A為弱酸；
②等體積混合生成Na₂A，水解顯堿性，離子水解以第一步為主；．

解答 解：（1）氯化銨溶液中銨根離子水解，NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺，NH₄⁺和水電離出來的結(jié)合成NH₃•H₂O，促進水的電離，平衡時使C（H⁺）＞C（OH^-），所以溶液呈酸性，
故答案為：酸，NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺；
（2）0.1mol/L NH₃•H₂O和0.1mol/L NH₄Cl混合液氯離子濃度為0.1mol/L，溶液中存在物料守恒，溶液中銨根離子和一水合氨濃度總和為0.2mol/L，
故答案為：Cl^-，NH₄⁺；
（3）醋酸根離子水解顯堿性，銨根離子水解顯酸性，室溫下測得溶液②0.1mol/L CH₃COONH₄溶液的pH=7為中性，說明二者水解程度相同，溶液中電荷守恒為：c（CH₃COO^-）+c（OH^-）=c（H⁺）+c（NH₄⁺），得到c（CH₃COO^-）=c（NH₄⁺），
故答案為：=，=；
（4）①存在的分子有H₂O、H₂A，則H₂A為弱酸，多元弱酸分步電離，電離方程式為H₂A?H⁺+HA^-、HA^-?H⁺+A^2-，
故答案為：H₂A?H⁺+HA^-，HA^-?H⁺+A^2-；
②等體積混合生成Na₂A，是強堿弱酸鹽水解顯堿性，A^2-+H₂O?HA^-+OH^-，pH＞7，
故答案為：＞．

點評 本題考查較綜合，涉及酸堿混合的定性分析、pH變化、電離與水解、電離方程式等，把握溶液中的溶質(zhì)及電離與水解的趨勢、相互影響即可解答，題目難度中等．