Question

（1）已知NaHA水溶液呈堿性．
①用離子方程式表示NaHA水溶液呈堿性的原因

 

②在NaHA水溶液中各離子濃度的大小關(guān)系是

 

（2）已知25℃時(shí)，CH₃COOH的 Ka=1.8×10^-5，H₂CO₃的Ka₁=4.1×10^-7，Ka₂=5.6×10^-11，等物質(zhì)的量濃度的下列溶液中，NH₄⁺的濃度由大到小的順序是

 

（填序號(hào)）．
①CH₃COONH₄②NH₄HCO₃③NH₄HSO₄④NH₄NO₃
（3）在25℃下，將a mol?L^-1的氨水與0.01mol?L^-1的鹽酸等體積混合，反應(yīng)平衡時(shí)溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-），則溶液顯

 

性（填“酸”“堿”或“中”）；用含a的代數(shù)式表示NH₃?H₂O的電離常數(shù)K_b=

 

．

Answer 1

考點(diǎn)：離子濃度大小的比較,鹽類水解的原理,酸堿混合時(shí)的定性判斷及有關(guān)ph的計(jì)算

專題：

分析：（1）①溶液呈堿性說明酸式酸根離子電離的程度小于水解程度，水解導(dǎo)致氫氧根離子濃度大于氫離子濃度而使溶液呈堿性；
②根據(jù)溶液的酸堿性結(jié)合電荷守恒分析；
（2）根據(jù)銨根水解水解溶液呈酸性，酸性抑制銨根水解，堿性促進(jìn)銨根水解；硫酸氫根顯酸性，硝酸根中性，碳酸氫根和醋酸根都顯堿性，由數(shù)據(jù)可知醋酸酸性大于碳酸，則醋酸根堿性小于碳酸氫根；
（3）根據(jù)電荷守恒判斷銨根離子濃度和氯離子濃度相對(duì)大小，根據(jù)溶液的pH值計(jì)算溶液中c（OH^-），根據(jù)氯離子濃度計(jì)算c（NH₄⁺），利用物料守恒計(jì)算溶液中c（NH₃?H₂O），代入NH₃?H₂O的電離常數(shù)表達(dá)式計(jì)算．

解答： 解：（1）①溶液呈堿性說明酸式酸根離子電離的程度小于水解程度，水解導(dǎo)致氫氧根離子濃度大于氫離子濃度而使溶液呈堿性，水解方程式為：HA^-+H₂O?H₂A+OH^-，
故答案為：HA^-+H₂O?H₂A+OH^-；
②NaHA水溶液呈堿性說明HA^-的水解程度大于電離程度，鈉離子不水解，所以離子濃度最大，HA^-的電離和水解都較微弱，溶液呈堿性，則c（OH^-）＞c（H⁺），溶液中氫離子由水和HA^-電離得到，所以c（H⁺）＞c（A^2-），故離子濃度大小順序是c（Na⁺）＞c（HA^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）＞c（A^2-），
故答案為：c（Na⁺）＞c（HA^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）＞c（A^2-）；
（2）銨根水解水解溶液呈酸性，酸性抑制銨根水解，NH₄⁺的濃度增大，堿性促進(jìn)銨根水解，NH₄⁺的濃度減少；硫酸氫根顯酸性，硝酸根中性，碳酸氫根和醋酸根都顯堿性，由數(shù)據(jù)可知醋酸酸性大于碳酸，則醋酸根堿性小于碳酸氫根．所以NH₄⁺的濃度由大到小的順序：③④①②，
故答案為：③④①②；
（3）溶液中存在電荷守恒，c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），由于c（NH₄⁺）=c（Cl^-），故c（H⁺）=c（OH^-），溶液呈中性，故溶液中c（OH^-）=10^-7mol/L，溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=

1

2

×0.01mol?L^-1=0.005mol?L^-1，故混合后溶液中c（NH₃．H₂O）=

1

2

×amol?L^-1-0.005mol?L^-1=（0.5a-0.005）mol/L，NH₃?H₂O的電離常數(shù)K_b=

0.005×10-7

0.5a-0.005

=

10-9

a-0.01

，
故答案為：中；

10-9

a-0.01

．

點(diǎn)評(píng)：本題考查了溶液中離子濃度大小比較、鹽的水解原理、弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)的計(jì)算等知識(shí)，題目難度中等，注意掌握鹽的水解原理及其應(yīng)用方法，明確電離平衡常數(shù)的概念及計(jì)算方法，試題培養(yǎng)了學(xué)生靈活應(yīng)用所學(xué)知識(shí)的能力及化學(xué)計(jì)算能力．