Question

（1）將等體積等物質(zhì)的量濃度的氨水和鹽酸混合后，溶液呈

 

 （填“酸性”，“中性”或“堿性”，下同），溶液中c（Cl^-）

 

  c（NH₄⁺）（填“＞”或“=”或“＜”）．
（2）pH=3的鹽酸和pH=11的氨水等體積混合后溶液呈

 

，溶液中c（Cl^-）

 

c（NH₄⁺）
（3）物質(zhì)的量濃度相同的氨水和鹽酸混合后，溶液中銨根離子和氯離子濃度相等，則混合后溶液呈

 

，鹽酸體積

 

氨水體積．
（4）在25℃下，將a mol?L^-1的氨水與b mol?L^-1的鹽酸等體積混合（混合后體積為混合前體積之和），反應后溶液顯中性．求25℃下該混合溶液中氨水的電離平衡常數(shù)

 

．

Answer 1

考點：酸堿混合時的定性判斷及有關ph的計算

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：（1）室溫下，等物質(zhì)的量濃度、等體積的鹽酸和氨水混合，n（HCl）=n（NH₃），恰好完全反應生成NH₄Cl，為強酸弱堿鹽，溶液顯酸性，再結合電荷守恒解答；
（2）根據(jù)兩種溶液中H⁺和OH^-的關系以及氨水為弱電解質(zhì)的性質(zhì)，判斷反應后酸堿的過量，進而判斷反應后溶液的酸堿性，再結合電荷守恒解答；
（3）將物質(zhì)的量濃度相同的鹽酸與氨水混合后，溶液中的c（NH₄⁺）=c（Cl^-），根據(jù)電荷守恒判斷溶液酸堿性，氯化銨溶液呈酸性，要使混合溶液呈中性，則氨水應該稍微過量；
（4）將a mol?L^-1的氨水與b mol?L^-1的鹽酸等體積混合，反應后溶液顯中性，溶液中c（OH^-）=1×10^-7mol/L，根據(jù)氨水的電離平衡常數(shù)的表達式計算．

解答： 解：（1）室溫下，等物質(zhì)的量濃度、等體積的鹽酸和氨水混合，n（HCl）=n（NH₃），恰好完全反應生成NH₄Cl，為強酸弱堿鹽，溶液中銨根離子水解，溶液呈酸性，即c（H⁺）＞c（OH^-），溶液中存在電荷守恒，c（Cl^-）+c（OH^-）=c（NH₄⁺）+c（H⁺），所以c（Cl^-）＞c（NH₄⁺），
故答案為：酸；＜；
（2）pH=3的鹽酸中c（H⁺）=10^-3mol/L，pH=11的氨水中c（OH^-）=10^-3mol/L，兩種溶液H⁺與OH^-離子濃度相等，但由于氨水為弱電解質(zhì)，不能完全電離，則氨水濃度大于鹽酸濃度，反應后氨水過量，溶液呈堿性，即c（H⁺）＜c（OH^-），溶液中存在電荷守恒，c（Cl^-）+c（OH^-）=c（NH₄⁺）+c（H⁺），所以c（Cl^-）＜c（NH₄⁺），
故答案為：堿性；＞；
（3）將物質(zhì)的量濃度相同的鹽酸與氨水混合后，溶液中的c（NH₄⁺）=c（Cl^-），根據(jù)電荷守恒得c（H⁺）=c（OH^-），溶液呈中性，氯化銨溶液呈酸性，要使混合溶液呈中性，則氨水應該稍微過量，所以鹽酸的體積＜氨水的體積，
故答案為：中性；＜；
（4）將a mol?L^-1的氨水與b mol?L^-1的鹽酸等體積混合，反應后溶液顯中性，溶液中c（OH^-）=1×10^-7mol/L，
溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=

b

2

mol/L，混合后反應前c（NH₃?H₂O）=

a

2

mol/L，
則反應后一水合氨的濃度為：c（NH₃?H₂O）=（

a

2

-

b

2

）mol/L，
則氨水的電離平衡常數(shù)為：K=

c(NH4+)×c(OH-)

c(NH3?H2O)

=

b 2 ×10-7

a 2 - b 2

=

b×10-7

a-b

，
故答案為：

b×10-7

a-b

．

點評：本題考查酸堿混合的定性判斷、鹽的水解原理、電離平衡常數(shù)的計算等知識，題目難度較大，試題知識點較多、綜合性較強，充分考查了學生的分析、理解能力及化學計算能力，注意掌握鹽的水解原理及其應用方法，明確電離平衡常數(shù)的概念及計算方法．