Question

（1）常溫下，某同學(xué)將稀鹽酸與氨水等體積混合，兩種溶液的濃度和混合后所得溶液的pH如表：

實(shí)驗(yàn)編號(hào)	氨水物質(zhì)的量 濃度（mol?L-1）	鹽酸物質(zhì)的量 濃度（mol?L-1）	混合溶 液pH
①	0.1	0.1	pH=5
②	c	0.2	pH=7
③	0.2	0.1	pH＞7

請(qǐng)回答：從第①組情況分析，該組所得混合溶液中由水電離出的c（H⁺）=

 

mol?L^-1；從第②組情況表明，c

 

0.2mol?L^-1（填“＞”“＜”或“=”）；
從第③組情況分析可知，混合溶液中c（NH₄⁺）

 

c（NH₃?H₂O）（填“＞”“＜”或“=”）．
（2）寫(xiě)出以下四組溶液NH₄⁺濃度由大到小的順序

 

（填選項(xiàng)編號(hào)）．
A.0.1mol?L^-1NH₄Cl
B.0.1mol?L^-1NH₄Cl和0.1mol?L^-1NH₃?H₂O
C.0.1mol?L^-1NH₃?H₂O
D.0.1mol?L^-1NH₄Cl和0.1mol?L^-1HCl
（3）在25℃下，將amol?L^-1的NaCN溶液與0.01mol?L^-1的鹽酸等體積混合，反應(yīng)后測(cè)得溶液pH=7，則a

 

0.01（填“＞”“＜”或“=”）；用含a的代數(shù)式表示HCN的電離常數(shù)Ka=

 

．

Answer 1

考點(diǎn)：酸堿混合時(shí)的定性判斷及有關(guān)ph的計(jì)算

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：（1）①溶液是氯化銨溶液，銨離子水解顯示酸性，溶液中的氫離子就是水電離的；
②中溶液PH=7，溶液顯示中性，c=0.2時(shí)，溶液顯示酸性，要顯示中性，氨水必須多些；
③中反應(yīng)完后，溶質(zhì)是氯化銨和氨水，且PH＞7，氨水的電離程度大于銨離子的水解，溶液中銨離子濃度大于氨水濃度；
（2）A、NH₄Cl 部分水解，銨離子濃度略小于0.1mol?L^-1；
B、氨水的電離大于電解程度，溶液中銨離子濃度大于0.1mol?L^-1；
C、氨水部分電離，氨水中銨離子小于A的銨離子濃度；
D、鹽酸中的氫離子抑制了銨離子的電解，使得銨離子 濃度變大，大于A中的銨離子濃度．
（3）反應(yīng)后測(cè)得溶液pH=7，則可推知NaCN過(guò)量，根據(jù)電荷守恒和物料守恒即可計(jì)算出CN^-和HCN的濃度，進(jìn)而計(jì)算出K_a﹦（100a-1）×10^-7 mol?L^-1．

解答： 解：（1）從第①組情況分析，生成了氯化銨溶液，銨離子水解，溶液顯示酸性，溶液中的氫離子是水電離的，故中由水電離出的c（H⁺）=1×10^-5mol?L^-1；
從第②組情況表明，pH=7，溶液顯示中性，若C=2，生成氯化銨溶液，顯示酸性，故氨水的濃度稍大些，即C＞2；
從第③組情況分析可知，pH＞7，氨水的電離程度大于水解程度，故銨離子濃度大于氨水濃度；
故答案為：1×10^-5 mol?L^-1；＞；＞；
（2）A、0.1mol?L^-1 NH₄Cl 中，銨離子部分水解，溶液中銨離子濃度稍小于0.1mol?L^-1；
B、0.1mol?L^-1 NH₄Cl和0.1mol?L^-1 NH₃?H₂O溶液中，氨水電離出的銨離子大于溶液中銨離子的水解，銨離子濃度大于0.1mol?L^-1；
C、0.1mol?L^-1 NH₃?H₂O中，氨水部分電離，溶液中銨離子濃度較小，小于A中的銨離子濃度；
D、0.1mol?L^-1NH₄Cl和0.1mol?L^-1 HCl溶液中，由于鹽酸溶液中氫離子的影響，抑制了銨離子的水解，導(dǎo)致溶液中銨離子濃度接近0.1mol?L^-1，大于A中銨離子濃度；
故答案為：B＞D＞A＞C．
（3）KCN+HCl═KCl+HCN，若是等濃度，生成HCN應(yīng)該呈酸性，而反應(yīng)后PH=7呈中性，說(shuō)明KCN有剩余（KCN水解呈堿性），所以a＞0.01mol/L；
 HCN═H⁺+CN^-Ka=c（H⁺）×c（CN^-）/c（HCN），溶液呈中性則[H⁺]=10^-7 mol/L，c（CN^-）=

a-0.01

2

（等體積混合，原濃度都減半）c（HCN）=

0.01

2

，帶入公式，Ka=10^-7?（a-0.01）/0.01=（100a-1）×10^-7 mol?L^-1，故答案為：＞；（100a-1）×10^-7 mol?L^-1．

點(diǎn)評(píng)：本題主要考查學(xué)生離子濃度大小比較以及電離平衡常數(shù)的計(jì)算知識(shí)知識(shí)，可以根據(jù)所學(xué)知識(shí)完成，本題難度中等．