Question

17．（1）常溫時，0.1mo1/L氨水在水中有0.1%發(fā)生電離，完成以下內容：
①該溶液的pH=10；升高溫度，溶液的pH升高（填“升高”、“降低”或“不變”）．
②求該堿的電離平衡常數(shù)．（寫出計算過程）
（2）0.1mo1/L NH₄Cl溶液中，其電荷守恒關系式為：c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-）；物料守恒關系式為：c（NH₄⁺）+c（NH₃•H₂O）=c（Cl^-）=0.1mo1/L．
（3）將0.1mo1/L的氨水和0.1mo1/L NH₄Cl等體積混合，形成堿性溶液，溶液中NH₃•H₂O、NH₄⁺、Cl^-、H⁺、OH^-的濃度由大到小的順序為：c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）＞c（NH₃•H₂O）＞c（OH^-）＞c（H⁺）．
（4）在Mg（OH）₂中加入濃NH₄Cl溶液，Mg（OH）₂溶解，無明顯的氣泡，寫出離子反應方程式Mg（OH）₂+2NH₄⁺=Mg²⁺+2NH₃•H₂O．

Answer 1

分析 （1）①NH₃•H₂O電離出的c（OH^-）為0.1mol/L×0.1%=10^-4mol/L，則pH=-lg（$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-4}}$）=10；升高溫度，平衡右移，pH升高；
②由NH₃•H₂O?NH₄⁺+OH^-，c（NH₄⁺）=c（OH^-）=10^-4mol/L，則電離平衡常數(shù)為Kb=$\frac{1{0}^{-4}×1{0}^{-4}}{0.1}$=1×10^-7；
（2）0.1mo1/L NH₄Cl溶液中，NH₄⁺反應水解，據此寫出守恒關系；
（3）將0.1mo1/L的氨水和0.1mo1/L NH₄Cl等體積混合，形成堿性溶液，氨水的電離程度大于銨根離子的水解程度；
（4）在Mg（OH）₂中加入濃NH₄Cl溶液，Mg（OH）₂溶解，無明顯的氣泡，生成的是氨水．

解答 解：（1）①NH₃•H₂O電離出的c（OH^-）為0.1mol/L×0.1%=10^-4mol/L，則pH=-lg（$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-4}}$）=10；升高溫度，平衡右移，pH升高；
故答案為：10；升高；
②由NH₃•H₂O?NH₄⁺+OH^-，c（NH₄⁺）=c（OH^-）=10^-4mol/L，則電離平衡常數(shù)為Kb=$\frac{1{0}^{-4}×1{0}^{-4}}{0.1}$=1×10^-7；
故答案為：1×10^-7；
（2）0.1mo1/L NH₄Cl溶液中，NH₄⁺反應水解，其電荷守恒關系式為c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-）；物料守恒關系式為c（NH₄⁺）+c（NH₃•H₂O）=c（Cl^-）=0.1mo1/L；
故答案為：c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-）；c（NH₄⁺）+c（NH₃•H₂O）=c（Cl^-）=0.1mo1/L；
（3）將0.1mo1/L的氨水和0.1mo1/L NH₄Cl等體積混合，形成堿性溶液，氨水的電離程度大于銨根離子的水解程度，c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）＞c（NH₃•H₂O）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；
故答案為：c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）＞c（NH₃•H₂O）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；
（4）在Mg（OH）₂中加入濃NH₄Cl溶液，Mg（OH）₂溶解，無明顯的氣泡，生成的是氨水，離子方程式為Mg（OH）₂+2NH₄⁺=Mg²⁺+2NH₃•H₂O；
故答案為：Mg（OH）₂+2NH₄⁺=Mg²⁺+2NH₃•H₂O．

點評 本題考查弱酸的電離，明確離子的濃度、溫度對電離平衡的影響及離子積的計算即可解答，難度不大．