Question

3．常溫下，有濃度均為1mol•L^-1的下列4種溶液：
①H₂SO₄溶液②NaHCO₃溶液③NH₄Cl溶液④NaOH溶液
（1）這4種溶液pH由大到小的排列順序是④②③①（填序號），其中由水電離出的H⁺濃度最小的是①（填序號）．
（2）③中各離子濃度由大到小的順序是c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），
該溫度下②中NaHCO₃的水解平衡常數(shù)K_h=2.5×10^-8mol•L^-1．（已知碳酸的電離常數(shù)K₁=4×10^-7，K₂=5.6×10^-11）
（3）該溫度下向③中通入少量氨氣，此時$\frac{c（N{{H}_{4}}^{+}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$ 的值減�。ㄌ睢霸龃蟆�、“減小”或“不變”）．
（4）若將③和④混合后溶液恰好呈中性，則混合前③的體積大于④的體積（填“大于”、“小于”或“等于”）．

Answer 1

分析 （1）根據(jù)溶液的酸堿性判斷溶液的pH大小，酸和堿溶液抑制了水的電離，鹽溶液促進了水的電離，酸或者堿溶液中氫離子、氫氧根離子濃度越大，水的電離程度越小，據(jù)此進行解答；
（2）氯化銨溶液中銨根離子水解顯酸性；根據(jù)K_h=$\frac{Kw}{{K}_{1}}$計算出NaHCO₃的水解平衡常數(shù)K_h；
（3）$\frac{c（N{{H}_{4}}^{+}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$=$\frac{c（{H}^{+}）}{K（銨根離子水解平衡常數(shù)）}$，通入氨氣后，溶液中氫氧根離子濃度增大，氫離子濃度減小，該比值減��；
（4）先比較等體積混合后溶液的酸堿性，然后判斷溶液顯示中性時二者體積關(guān)系．

解答 解：（1）相同濃度的溶液中，①H₂SO₄溶液為酸性溶液，②NaHCO₃溶液中碳酸根離子部分水解，溶液顯示弱堿性，③NH₄Cl溶液中銨離子部分水解，溶液顯示弱酸性，④NaOH溶液為強堿溶液，所以這4種溶液pH由大到小的順序為：④②③①；②③為含有弱酸根或者弱堿根離子的鹽溶液，促進了水的電離，而①④分別為酸和堿溶液，抑制了水的電離，其中①電離的氫離子濃度大于④電離的氫氧根離子，所以①中水的電離程度最小，
故答案為：④②③①；①；
（2）氯化銨溶液中銨根離子水解顯酸性，故有：c（H⁺）＞c（OH^-），結(jié)合電荷守恒可知：c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；碳酸氫鈉溶液中的水解平衡常數(shù)為：K_h=$\frac{{K}_{w}}{{K}_{1}}$=$\frac{1{0}^{-14}}{4×1{0}^{-7}}$mol/L=2.5×10^-8 mol/L，
 故答案為：c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；2.5×10^-8；
（3）設(shè)銨離子的水解常數(shù)為K，K=$\frac{c（N{{H}_{4}}^{+}）•c（O{H}^{-}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$，則$\frac{c（N{{H}_{4}}^{+}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$=$\frac{c（{H}^{+}）}{K（銨根離子水解平衡常數(shù)）}$，該比值與溶液中氫離子濃度變化有關(guān)，當(dāng)加入少量氨氣后，溶液中氫氧根離子濃度增大，氫離子濃度減小，所以此比值減小，
故答案為：減小；
（4）若氯化銨與氫氧化鈉溶液等濃度等體積混合，二者恰好反應(yīng)生成氯化鈉和氨水，溶液顯示堿性，若要使溶液顯示中性，則氯化銨的體積應(yīng)該大些或者氫氧化鈉溶液體積小些，即氯化銨溶液體積大于氫氧化鈉溶液體積，
故答案為：大于．

點評 本題考查了水的電離、弱電解質(zhì)的電離平衡、鹽的水解原理、離子濃度大小比較等知識，題目難度中等，注意明確溶液酸堿性與溶液pH的關(guān)系及計算方法，掌握影響水的電離、鹽的水解的因素，能夠利用電荷守恒、物料守恒等比較溶液中離子濃度大�。�