Question

中學化學中的平衡理論主要包括：化學平衡、電離平衡、水解平衡和溶解平衡4種，且均符合平衡移動原理．請回答下列問題：
Ⅰ．常溫下有濃度均為0.1mol?L^-1的四種溶液：①NaHCO₃、②Na₂CO₃、③HCl、④NH₃?H₂O．
（1）溶液①、②、③pH值由小到大的順序為

③＜①＜②

．（填序號）
（2）向④中加入少量氯化銨固體，此時c（NH₄⁺）/c（OH^-）的值

增大

 （填“增大”、“減小”或“不變”）．
（3）取10mL溶液③，加水稀釋到100mL，則此時溶液中由水電離出的c（H⁺）=

10^-12 mol?L^-1

．
（4）上述溶液中，既能與氫氧化鈉溶液反應，又能和硫酸反應的溶液中離子濃度由大到小的順序為

c（Na⁺）＞c（HCO₃^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）＞c（CO₃^2-）

．
（5）若將③和④的溶液混合后溶液恰好呈中性，則混合前③的體積

小于

④的體積（填“大于”、“小于”或“等于”）．
Ⅱ．難溶電解質(zhì)在水溶液中存在溶解平衡．在常溫下，溶液中各離子濃度以它們化學計量數(shù)為指數(shù)的乘積是一個常數(shù)，叫溶度積常數(shù)（K_sp）．當溶液中各離子濃度指數(shù)的乘積大于溶度積時，則產(chǎn)生沉淀，反之固體溶解．若某CuSO₄溶液中c（Cu²⁺）=0.02mol?L^-1，如果生成Cu（OH）₂沉淀，應調(diào)整溶液pH，使之大于

5

 （已知K_sp=2.0×10^-20）．

Answer 1

分析：Ⅰ．（1）先判斷溶液的酸堿性，根據(jù)鹽類水解和電解質(zhì)的強弱判斷；
（2）向④中加入少量氯化銨固體，c（NH₄⁺）增大，抑制NH₃?H₂O的電離；
（3）取10mL溶液③，加水稀釋到100mL，溶液濃度為原來的

1

10

，為0.01mol/L；
（4）既能與氫氧化鈉溶液反應，又能和硫酸反應的為NaHCO₃；
（5）NH₃?H₂O為弱電解質(zhì)，不能完全電離；
Ⅱ．根據(jù)溶度積計算．

解答：解：Ⅰ．（1）①NaHCO₃、②Na₂CO₃、③HCl中，③為酸，pH最小，②水解程度比①大，pH最大，則pH值由小到大的順序為③＜①＜②，
故答案為：③＜①＜②；
（2）向④中加入少量氯化銨固體，c（NH₄⁺）增大，抑制NH₃?H₂O的電離，則c（OH^-）減小，所以c（NH₄⁺）/c（OH^-）的值增大，故答案為：增大；
（3）取10mL溶液③，加水稀釋到100mL，溶液濃度為原來的

1

10

，為0.01mol/L，由Kw=c（OH^-）?c（H⁺）可知，c（OH^-）=10^-12 mol?L^-1，則此時溶液中由水電離出的c（H⁺）=10^-12 mol?L^-1，
故答案為：10^-12 mol?L^-1；
（4）既能與氫氧化鈉溶液反應，又能和硫酸反應的為NaHCO₃，水解呈堿性，溶液中應存在c（Na⁺）＞c（HCO₃^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）＞c（CO₃^2-），
故答案為：c（Na⁺）＞c（HCO₃^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）＞c（CO₃^2-）；
（5）NH₃?H₂O為弱電解質(zhì)，不能完全電離，如等體積混合，溶液呈酸性，要呈中性氨水應過量，故答案為：小于；
Ⅱ．c（Cu²⁺）×c²（OH^-）=2.0×10^-20，則c（OH^-）=

2.0×10-20 0.02

mol/L=1×10^-9mol/L，所以pH=5，
故答案為：5．

點評：本題考查較為綜合，涉及弱電解質(zhì)的電離和鹽類的水解以及難溶電解質(zhì)的溶解平衡等問題，綜合考查學生的化學知識應用能力和分析能力，題目難度中等．