Question

14．電解質(zhì)在水溶液中存在著電離、水解、沉淀、溶解等過程，請回答下列問題：
（1）在25℃條件下將pH=10的氨水稀釋10倍后溶液的pH為C（填標(biāo)號）．A.9  B.11  C.9～10之間   D.10～11之間．
（2）25℃時，向0.1mol•L^-1的氨水中加入少量氯化銨固體，NH₃•H₂O的電離平衡向左（填“向左”、“向右”或“不”）移動，水的離子積常數(shù)K．不變（填“增大”、“減少”或“不變”）．若向該 氨水中加入一定量的稀硫酸，使其恰好完全中和，反應(yīng)的離子方程式為NH₃•H₂O+H⁺=NH₄⁺+H₂O，所得溶液中個離子的濃度由大到小的順序是c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）．
（3）室溫下，將0.1mol NH₄Cl晶體溶于一定量水中，形成2L混合溶液（假設(shè)無氣體逸出），則c（NH${\;}_{4}^{+}$）+c（NH₃•H₂O）=0.05mol/L．c（H⁺）+c（NH${\;}_{4}^{+}$）-c（OH^-）=0.05mol/L．
（4）已知：
a．常溫下，CH₃COOH和NH₃•H₂O的電離平衡常數(shù)均為1.74×10^-5；
b．CH₃COOH+NaHCO₃═CH₃COONa+CO₂↑+H₂O．
則NH₄HCO₃溶液呈堿性（填“酸”、“堿”或“中”）
（5）寫出NH₄Cl飽和溶液使Mg（OH）₂群濁液溶解的離子方程式Mg（OH）₂（s）+2NH₄⁺=Mg²⁺+2NH₃•H₂O．

Answer 1

分析 （1）稀釋促進(jìn)一水合氨的電離，銨根離子濃度大于原來的$\frac{1}{10}$；
（2）氨水中存在NH₃+H₂O?NH₃•H₂O?NH₄⁺+OH^-，向氨水中加入含有銨根離子抑制一水合氨電離，溫度不變，水的離子積常數(shù)不變；一水合氨與氫離子反應(yīng)生成銨根離子和水；銨根離子水解濃度減小，氯離子不水解；
（3）根據(jù)物料守恒和電荷守恒分析；
（4）醋酸和一水合氨的電離平衡常數(shù)相同，醋酸的酸性大于碳酸，則碳酸氫根離子的水解程度大于銨根離子，據(jù)此判斷醋酸銨溶液的酸堿性；
（5）氫氧化鎂和氯化銨反應(yīng)生成氯化鎂和一水合氨．

解答 解：（1）在25℃條件下將pH=10的氨水稀釋10倍，溶液中銨根離子濃度減小，稀釋促進(jìn)一水合氨的電離，所以銨根離子濃度大于原來的$\frac{1}{10}$，所以溶液的pH應(yīng)該9-10之間；
故答案為：C；
（2）氨水中存在NH₃+H₂O?NH₃•H₂O?NH₄⁺+OH^-，向氨水中加入含有銨根離子抑制一水合氨電離，所以NH₃•H₂O的電離平衡向左移動；溫度不變，則水的離子積常數(shù)K_w 不變；一水合氨與氫離子反應(yīng)生成銨根離子和水，其反應(yīng)的離子方程式為：NH₃•H₂O+H⁺=NH₄⁺+H₂O；銨根離子水解濃度減小，溶液顯酸性，氯離子不水解，則溶液中離子濃度大小關(guān)系為：c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；
故答案為：向左；不變；NH₃•H₂O+H⁺=NH₄⁺+H₂O；c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；
（3）室溫下，將0.1mol NH₄Cl晶體溶于一定量水中，形成2L混合溶液（假設(shè)無氣體逸出），溶液的濃度為0.05mol/L，由物料守恒可知c（NH${\;}_{4}^{+}$）+c（NH₃•H₂O）=（Cl^-）=0.05mol/L；溶液中電荷守恒為：c（Cl^-）+c（OH^-）=c（H⁺）+c（NH₄⁺），則c（H⁺）+c（NH${\;}_{4}^{+}$）-c（OH^-）=c（Cl^-）=0.05mol/L；
故答案為：0.05mol/L；0.05mol/L；
（4）醋酸和一水合氨的電離平衡常數(shù)相同，醋酸的酸性大于碳酸，則碳酸氫根離子的水解程度大于銨根離子，碳酸氫根離子水解顯堿性，則NH₄HCO₃溶液呈堿性；
故答案為：堿；
（5）氫氧化鎂和氯化銨反應(yīng)生成氯化鎂和一水合氨，反應(yīng)的離子方程式為Mg（OH）₂（s）+2NH₄⁺═Mg²⁺+2NH₃•H₂O，
故答案為：Mg（OH）₂（s）+2NH₄⁺=Mg²⁺+2NH₃•H₂O．

點評 本題考查了弱電解質(zhì)電離、水解原理的應(yīng)用，涉及離子方程式、鹽的水解原理的應(yīng)用、離子濃度大小的比較等知識點，根據(jù)弱電解質(zhì)的電離特點及鹽類水解特點來分析解答，注意：平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，與溶液酸堿性無關(guān)，為易錯點．