Question

16．在室溫下，下列五種溶液：
①0.1mol/L NH₄Cl       ②0.1mol/L CH₃COONH₄     ③0.1mol/L NH₄HSO₄
④0.1mol/L NH₃•H₂O和0.1mol/L NH₄Cl混合液        ⑤0.1mol/L NH₃•H₂O
請根據(jù)要求填寫下列空白：
（1）溶液①呈酸性（填“酸”“堿”或“中”），其原因是NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺（用離子方程式表示）
（2）比較溶液②、③中c（NH₄⁺）的大小關(guān)系是②＜③（填“＞”、“＜”或“=”）．
（3）在溶液④中Cl^-離子的濃度為0.1mol/L；NH₃•H₂O和NH₄⁺離子的量濃度之和為0.2mol/L．
（4）室溫下，測得溶液②的pH=7，則說明CH₃COO^-的水解程度=（填“＞”“＜”或“=”）NH₄⁺的水解程度，CH₃COO^-與NH₄⁺濃度的大小關(guān)系是：c（CH₃COO^-）=c（NH₄⁺）
（5）常溫下，某水溶液M中存在的離子有：Na⁺、A^2-、HA^-、H⁺、OH^-，存在的分子有H₂O、H₂A．
①寫出酸H₂A的電離方程式H₂A?H⁺+HA^-、HA^-?H⁺+A^2-．
②若溶液M由10mL 2mol•L^-1NaHA溶液與2mol•L^-1NaOH溶液等體積混合而得，則溶液M的pH＞7（填“＞”、“＜”或“=”）．

Answer 1

分析 （1）氯化銨是強酸弱堿鹽，水解溶液呈酸性，銨根離子水解生成一水合氨和氫離子；
（2）醋酸根離子水解促進銨根離子水解，NH₄HSO₄ 溶液中的氫離子抑制銨根離子的水解；
（3）混合溶液中氯離子濃度不變?yōu)?.1mol/L；依據(jù)溶液中氮元素的物料守恒計算得到；
（4）醋酸根離子水解程度和銨根離子水解程度相同，溶液呈中性，依據(jù)溶液中電荷守恒分析判斷；
（5）①存在的分子有H₂O、H₂A，則H₂A為弱酸；
②等體積混合生成Na₂A，水解顯堿性．

解答 解：（1）氯化銨是強酸弱堿鹽，銨根離子水解顯酸性；水解離子方程式為：NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺；
故答案為：酸；NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺；
（2）②0.1mol/L CH₃COONH₄ 醋酸根離子水解促進銨根離子水解，銨根離子濃度小于0.1mol/L；③0.1mol/L NH₄HSO₄ 溶液中的氫離子抑制銨根離子的水解，銨根離子濃度大于0.1mol/L，溶液呈酸性溶液②、③中c（NH₄⁺）的大小關(guān)系是②＜③，
故答案為：＜；
（3）0.1mol/L NH₃•H₂O和0.1mol/L NH₄Cl混合液中，氯離子濃度不變?yōu)?.1mol/L；根據(jù)氮元素守恒得到NH₃•H₂O和NH₄⁺濃度為0.2mol/L；故答案為：Cl^-；NH₄⁺；
（4）常溫下，測得溶液②的pH=7，說明0.1mol/L CH₃COONH₄ 溶液中醋酸根離子和銨根離子水解程度相同；溶液中存在電荷守恒：[CH3COO^-]+[OH^-]=[NH₄⁺]+[H⁺]PH=7說明溶液中[H⁺]=[OH^-]得到：[CH3COO^-]=[NH₄⁺]；
故答案為：=；=；
（5）①存在的分子有H₂O、H₂A，則H₂A為弱酸，電離方程式為H₂A?H⁺+HA^-、HA^-?H⁺+A^2-，
故答案為：H₂A?H⁺+HA^-、HA^-?H⁺+A^2-；
（2）兩溶液等體積混合生成Na₂A，A^2-水解顯堿性，溶液的pH＞7，
故答案為：＞．

點評 本題考查了鹽類水解的應(yīng)用、離子濃度大小比較，題目難度中等，注意掌握鹽的水解原理，明確弱電解質(zhì)的電離平衡及其影響，能夠根據(jù)電荷守恒、物料守恒及鹽的水解原理判斷溶液中各離子濃度大�。�