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(gè)平衡體系是：

NH₃?H₂O?NH₄⁺+OH^-

、

NH₄⁺+H₂O?NH₃?H₂O+H⁺

、

H₂O?H⁺+OH^-

．
（2）溶液中共有

七

種不同的粒子．
（3）這些粒子中濃度為0.01mol/L 的是

Cl^-

，濃度為0.002mol/L 的是

Na⁺

．
（4）物質(zhì)的量之和為0.01mol的兩種粒子是：

NH₄⁺和 NH₃．H₂O

．
（5）

NH₃?H₂O

和

NH₄⁺

 兩種離子數(shù)量之和比OH^-多0.008mol．

Answer 1

分析：（1）根據(jù)鹽類的水解、弱電解質(zhì)的電離分析；
（2）根據(jù)電解質(zhì)的電離方程式計(jì)算微粒種類；
（3）根據(jù)離子是否水解分析；
（4）根據(jù)微粒物料守恒分析；
（5）根據(jù)電荷守恒分析；

解答：解：（1）NH₄Cl+NaOH=NH₃．H₂O+NaCl
反應(yīng)前 0.01mol  0.002mol         
反應(yīng)  0.002mol  0.002mol  0.002mol  0.002mol
反應(yīng)后0.008mol    0      0.002mol   0.002mol 
所以溶液中的溶質(zhì)是NH₄Cl、NH₃．H₂O、NaCl；
NH₄Cl是強(qiáng)酸弱堿鹽能發(fā)生水解，所以存在平衡 體系； NH₃．H₂O和H₂O都是弱電解質(zhì)，部分電離，所以存在平衡體系．
故答案為：NH₃?H₂O?NH₄⁺+OH^-；NH₄⁺+H₂O?NH₃?H₂O+H⁺；H₂O?H⁺+OH^-；
（2）溶液中的電解質(zhì)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）Na⁺和Cl^-不水解，所以其濃度不變．
故答案為Cl^-；Na⁺．
（4）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(zhì)的量之和為0.01mol．孤答案為：NH₄⁺和 NH₃．H₂O．
（5）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^-），
由因?yàn)镹H₃?H₂O?NH₄⁺+OH^-；NH₄⁺+H₂O?NH₃?H₂O+H⁺；H₂O?H⁺+OH^-；
所以n（NH₄⁺）+n（NH₃?H₂O）-n（OH^-）=0.008mol，
故答案為：NH₃?H₂O；NH₄⁺

點(diǎn)評(píng)：本題考查了弱電解質(zhì)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(jìn)行分析判斷．