Question

【題目】25℃時，物質的量濃度均為0.1molL﹣1的幾種鹽溶液的pH如表：

序號	①	②	③	④	⑤
溶液	NH4Cl	CH3COONH4	NaHCO3	NaX	Na2CO3
pH	5	7	8.4	9.7	11.6

（1）寫出溶液④中通少量CO2的離子方程式：_________________________．

（2）25℃時，溶液①中，由水電離產生的c（OH﹣）=_____molL﹣1。

（3）下列說法正確的是_____。

A．c（NH4+）：①＞②

B．物質的量濃度和體積均相等的NaCl和CH3COONH4兩種溶液中，離子總數(shù)相等

C．等體積的③和⑤形成的混合溶液中：c（HCO3﹣）+c（CO32﹣）=0.1molL﹣1

D．將pH相同的CH3COOH和HX溶液加水稀釋相同倍數(shù)，HX溶液的pH變化小

（4）常溫時，將amol氨氣溶于水后，再通入bmol氯化氫，溶液體積為1L，且c（NH4+）=c（Cl﹣），則一水合氨的電離平衡常數(shù)Kb=____________．（用ab表示）

Answer 1

【答案】 X﹣+CO2+H2O=HCO3﹣+HX 10﹣5 A，D

【解析】（1）由圖表可知，等濃度時NaX溶液pH大于NaHCO3，小于Na2CO3，說明等濃度時水解程度NaHCO3＜NaX＜Na2CO3�！霸饺踉剿�解”，所以酸性HCO3﹣＜HX＜H2CO3。由“強酸制弱酸”可知，向溶液NaX中通少量CO2生成HX和HCO3﹣，離子方程式為：X﹣+CO2+H2O=HCO3﹣+HX。

故答案為：X﹣+CO2+H2O=HCO3﹣+HX；

（2）25℃時，NH4Cl溶液中，NH4+結合水電離出的OH﹣生成NH3H2O，促進水的電離。溶液pH=5，而H+全部來自于水的電離，所以由水電離產生的c(H+)水=c(OH﹣)水=10-5mol/L。

故答案為：10-5；

（4）A、等濃度的NH4Cl和CH3COONH4溶液，醋酸銨溶液中NH4+水解程度大，則c(NH4+)小，所以c(NH4+)：①＞②，故A正確；B、NaCl和CH3COONH4+溶液pH=7，則兩溶液中c(H+)=c(OH﹣)=10-7mol/L，等濃度等體積的NaCl和CH3COONH4兩種溶液中，n(H+)、n(OH﹣)均相等。醋酸根和NH4+均要發(fā)生水解，則c(Na+)= c(Cl﹣)＞c(NH4+)= c(CH3COO﹣)，所以兩溶液中離子總數(shù)不相等，故B錯誤；C、等體積的③和⑤形成的混合溶液中存在物料守恒，碳元素守恒：c(H2CO3)+c(HCO3﹣)+c(CO32-)=0.1mol/L ，故C錯誤；D、CH3COOH酸性大于HX，將pH相同的CH3COOH和HX溶液加水稀釋相同倍數(shù)，HX溶液的pH變化小，故D正確。

故答案為：A，D；

（5）NH3H2O電離方程式為NH3H2O NH4++OH﹣，則電離常數(shù)為Kb=。常溫時，將amol NH3溶于水后，再通入bmolHCl，溶液體積為1L，則c(Cl﹣)=bmol/L。根據(jù)物料守恒可知c(NH4+)+ c(NH3H2O)=amol/L，又因為c(NH4+)= c(Cl﹣) =bmol/L，所以c(NH3H2O)=（a－b）mol/L。溶液中存在的離子為NH4+、H+、Cl﹣、OH﹣，則有電荷守恒c(NH4+)+ c(H+)=c(Cl﹣)+ c(OH﹣)，因為c(NH4+)= c(Cl﹣)，所以c(H+)= c(OH﹣)，則溶液呈中性，c(H+)= c(OH﹣)=10-7mol/L。將各數(shù)據(jù)代入平衡常數(shù)表達式，可得Kb=。

故答案為： 。