Question

常溫下，將0.01mol NH₄Cl和0.002mol NaOH溶于水配成1L混合溶液，
（1）該溶液中存在的三個平衡體系是

NH₃?H₂O?NH₄⁺+OH^-

、

NH₄⁺+H₂O?NH₃?H₂O+H⁺

、

H₂O?H⁺+OH^-

．（用方程式表示）
（2）溶液中共有

7

種不同的粒子．
（3）物質的量之和為0.01mol的二種粒子是

NH₄⁺和 NH₃?H₂O

．
（4）

NH₃?H₂O

和

NH₄⁺

兩種粒子數(shù)量之和比OH^-多0.008mol．

Answer 1

分析：（1）0.01mol NH₄Cl和0.002mol NaOH溶于水，反應后溶液中的溶質是NH₄Cl、NH₃?H₂O、NaCl，根據(jù)鹽類的水解、弱電解質的電離分析；
（2）根據(jù)電解質的電離方程式計算微粒種類；
（3）根據(jù)氮原子的物料守恒分析；
（4）根據(jù)電荷守恒和物料守恒綜合分析．

解答：解：（1）NH₄Cl+NaOH═NH₃?H₂O+NaCl
反應前：0.01mol    0.002mol         
反應中：0.002mol   0.002mol   0.002mol   0.002mol
反應后：0.008mol      0       0.002mol   0.002mol  
所以溶液中的溶質是NH₄Cl、NH₃?H₂O、NaCl；
NH₄Cl是強酸弱堿鹽能發(fā)生水解，所以存在水解平衡體系：NH₄⁺+H₂O?NH₃?H₂O+H⁺； NH₃?H₂O和H₂O都是弱電解質，部分電離，所以存在電離平衡：NH₃?H₂O?NH₄⁺+OH^-、H₂O?H⁺+OH^-，
故答案為：NH₃?H₂O?NH₄⁺+OH^-；NH₄⁺+H₂O?NH₃?H₂O+H⁺；H₂O?H⁺+OH^-；
（2）溶液中的電解質電離：
NaCl═Na⁺+Cl^-；
NH₃?H₂O?NH₄⁺+OH^-；
H₂O?H⁺+OH^-；
所以溶液中存在的微粒有：Na⁺、Cl^-、NH₃?H₂O、NH₄⁺、OH^-、H₂O、H⁺，所以共有7種微粒．
故答案為：7；
（3）無論NH₄⁺水解程度和 NH₃?H₂O的電離的程度如何，但遵守物料守恒，即NH₄⁺和 NH₃?H₂O的物質的量之和為0.01mol，故答案為：NH₄⁺和 NH₃?H₂O；
（4）溶液中陰陽離子所帶電荷相同，溶液中存在的離子為Na⁺、Cl^-、NH₄⁺、OH^-、H⁺，
即n（Na⁺）+n（NH₄⁺）+n（H⁺）=n（Cl^-）+n（OH^-），n（Na⁺）=0.002mol，n（Cl^-）=0.01mol，
所以0.002mol+n（NH₄⁺）+n（H⁺）=0.01mol+n（OH^-），n（NH₄⁺）+n（H⁺）=0.008mol+n（OH^-），
所以n（NH₄⁺）+n（NH₃?H₂O）-n（OH^-）=0.008mol，
故答案為：NH₃?H₂O；NH₄⁺．

點評：本題考查了弱電解質的電離平衡、鹽類的水解、溶液中離子濃度大小的比較，比較難的是離子濃度大小的比較，可根據(jù)物料守恒、電荷守恒進行分析判斷．