Question

14．酸、堿、鹽均屬于電解質(zhì)，它們的水溶液中存在各種平衡．
（1）氨水是中學(xué)常見的堿溶液
①下列事實可證明NH₃•H₂O是弱堿的是AC（填字母序號）．
A．常溫下，0.1mol•L^-1氨水pH為11
B．氨水能跟氯化亞鐵溶液反應(yīng)生成氫氧化亞鐵
C．常溫下，0.1mol•L^-1氯化銨溶液的pH為5
D． 銨鹽受熱易分解
②下列方法中，可以使氨水電離程度增大的是BC（填字母序號）．
A．加入少量氯化鐵固體                 B．通入氨氣
C．加入少量氯化銨固體                 D．加水稀釋
（2）鹽酸和醋酸是中學(xué)常見酸
用0.1mol•L^-1NaOH溶液分別滴定體積均為20.00mL、濃度均為0.1mol•L^-1的鹽酸和醋酸溶液，得到滴定過程中溶液pH隨加入NaOH溶液體積而變化的兩條滴定曲線．

①滴定醋酸的曲線是I（填“I”或“II”）．
②滴定開始前，三種溶液中由水電離出的c（H⁺）最大的是0.1mol•L^-1醋酸溶液．
③V₁和V₂的關(guān)系：V₁＜V₂（填“＞”、“=”或“＜”）．
④M點對應(yīng)的溶液中，各離子的物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是c（CH₃COO^-）＞c （Na⁺）＞c （H⁺）＞c （OH^-）．
（3）常溫下將0.2mol/L HCl溶液與0.2mol/L氨水溶液等體積混合（忽略混合后溶液體積的變化），測得混合溶液的pH=6，求混合溶液中下列算式的精確計算結(jié)果（填具體數(shù)字）：
c（H⁺）-c（NH₃﹒H₂O）=10^-8mol/L．
（4）銨鹽和氯化銀是中學(xué)常見鹽
①0.1mol•L^-1的（NH₄）₂Fe（SO₄）₂溶液，與同濃度的（NH₄）₂SO₄溶液相比較（NH₄）₂Fe（SO₄）₂（填溶質(zhì)的化學(xué)式）溶液中NH₄⁺的濃度更大，其原因是NH₄⁺和Fe²⁺都水解呈酸性，水解相互抑制
②含有足量AgCl固體的飽和溶液，AgCl在溶液中存在如下平衡：
AgCl（s）?Ag⁺（aq）+Cl^-（aq）
在25℃時，AgCl的K_sp=1.8×10^-10．現(xiàn)將足量AgCl分別放入下列液體中：
①100mL蒸餾水
②100mL 0.3mol•L^-1AgNO₃溶液
③100mL 0.1mol•L^-1 MgCl₂溶液
充分攪拌后冷卻到相同溫度，Ag⁺濃度由大到小的順序為②＞①＞③（填序號）．

Answer 1

分析 （1）①只要說明一水合氨在水溶液中部分電離就能證明一水合氨是弱堿，可以根據(jù)一定濃度溶液的pH、強酸銨鹽的酸堿性等分析判斷；
②使氨水電離程度增大，加水、加與銨根離子或氫氧根離子反應(yīng)的物質(zhì)、或升高溫度；
（2）①醋酸為弱酸，鹽酸為強酸，等濃度時醋酸的pH大；
②酸和堿都對水的電離起抑制作用，酸、堿性越強，水的電離程度越小；
③醋酸鈉顯示堿性，氯化鈉顯示中性；
④0.1mol•L^-1 NaOH溶液10mL和溶液體積為20.00mL0.1mol•L^-1的醋酸反應(yīng)，得到的是醋酸和醋酸鈉的混合物，據(jù)此確定離子濃度大小；
（3）將0.2mol/L HCl溶液與0.2mol/L氨水溶液等體積混合得到NH₄Cl，混合溶液呈酸性，根據(jù)電荷物料守恒計算；
（4）①亞鐵離子和銨根水解均顯酸性，亞鐵離子水解抑制銨根的水解，（NH₄）₂Fe（SO₄）₂溶液中c（NH₄⁺）稍大，以此解答該題；
②氯化銀飽和溶液中存在沉淀溶解平衡，AgCl（s）?Ag⁺（ag）+Cl^-（ag），結(jié)合c（Ag⁺）或c（Cl^-）對溶解平衡移動的影響解答．

解答 解：（1）①A．常溫下，0.1mol•L^-1氨水pH為11，溶液呈酸性，說明一水合氨部分電離，則說明一水合氨是弱電解質(zhì)，故A正確；
B．氨水和氯化亞鐵反應(yīng)生成氫氧化亞鐵沉淀，說明一水合氨是堿，但不能說明一水合氨部分電離，所以不能說明是弱電解質(zhì)，故B錯誤；
C．常溫下，0.1mol/L的氯化銨溶液pH約為5，溶液呈酸性，說明氯化銨是強酸弱堿鹽，則說明一水合氨是弱電解質(zhì)，故C正確；
D．銨鹽受熱易分解說明銨鹽不穩(wěn)定，不能說明一水合氨部分電離，則不能說明一水合氨是弱電解質(zhì)，故D錯誤；
故答案為：AC；
②A．加入少量氯化鐵固體，會消耗氫氧根離子，則促進一水合氨的電離，電離程度增大，故A正確；
B．通入氨氣，氨水的濃度增大，電離程度減小，故B錯誤；
C．加入少量氯化銨固體，銨根離子濃度增大，抑制氨水的電離，電離程度減小，故C錯誤；
D．加水稀釋，促進一水合氨的電離，電離程度增大，故D正確；
故答案為：AD；
（2）①由圖中未加NaOH時的pH可知，圖Ⅰ中酸的pH大于1，圖Ⅱ中酸的pH=1，說明Ⅱ為0.1mol/L的鹽酸溶液，為醋酸溶液滴定過程，所以滴定醋酸的曲線是I，
故答案為：I；
②0.1mol•L^-1 NaOH溶液、0.1mol•L^-1的鹽酸中氫離子和氫氧根濃度都是0.1mol/L，對水的抑制作用一樣，但是0.1mol/L醋酸溶液中氫離子濃度小于0.1mol/L，所以對水的電離抑制較小，即三種溶液中由水電離出的c（H⁺）最大的是0.1 mol•L^-1醋酸溶液，故答案為：0.1mol•L^-1醋酸溶液；
③醋酸和氫氧化鈉之間的反應(yīng)，當(dāng)恰好完全反應(yīng)得到的醋酸鈉顯示堿性，要使得溶液顯示中性，pH=7，需要醋酸稍過量，所以鹽酸和氫氧化鈉恰好完全反應(yīng)，得到的氯化鈉顯示中性，所以V₁＜V₂，故答案為：＜；
④用0.1mol•L^-1 NaOH溶液10mL和溶液體積為20.00mL0.1mol•L^-1的醋酸反應(yīng)，得到的是醋酸和醋酸鈉的混合物，顯示酸性，此時離子濃度大小c（CH₃COO^-）＞c （Na⁺）＞c （H⁺）＞c （OH^-），故答案為：c（CH₃COO^-）＞c （Na⁺）＞c （H⁺）＞c （OH^-）；
（3）根據(jù)電荷守恒得c（Cl^-）+c（OH^-）=c（NH₄⁺）+c（H⁺），物料守恒c（NH₄⁺）+c（NH₃﹒H₂O）=0.1mol/L=c（Cl^-），
所以c（H⁺）-c（NH₃﹒H₂O）=c（OH^-）=10^-8mol/L，
故答案為：10^-8；
（4）①：（NH₄）₂Fe（SO₄）₂中NH₄⁺和Fe²⁺都水解呈酸性，水解相互抑制，因此（NH₄）₂Fe（SO₄）₂中NH₄⁺的水解程度（NH₄）₂SO₄的要小，（NH₄）₂Fe（SO₄）₂比（NH₄）₂SO₄的c（NH₄⁺）大．
故答案為：（NH₄）₂Fe（SO₄）₂；NH₄⁺和Fe²⁺都水解呈酸性，水解相互抑制；
②氯化銀飽和溶液中存在沉淀溶解平衡：AgCl（s）?Ag⁺（ag）+Cl^-（ag），溶液中c（Ag⁺）或c（Cl^-）濃度越大，AgCl溶解度越小，
①100mL蒸餾水中c（Ag⁺）=$\sqrt{1.8×10{\;}^{-10}}$mol/L；
②100mL 0.3mol•L^-1AgNO₃溶液，c（Ag⁺）=0.3mol/L；
③100mL0.1mol•L^-1MgCl₂溶液中，c（Cl^-）=0.2mol/L，c（Ag⁺）=9×10^-10mol/L；
c（Ag⁺）由大到小的順序為②＞①＞③，
故答案為：②＞①＞③．

點評 本題綜合考查學(xué)生酸堿滴定、溶液中離子濃度大小比較、離子濃度的計算以及沉淀溶解平衡的影響因素分析判斷的知識，屬于綜合知識的考查，側(cè)重于學(xué)生的分析能力和計算能力的考查，難度不大．