Question

24．（12分）常溫下有0.1 mol·L－1四種溶液NaOH、 NH3·H2O、 HCl 、CH3COOH

（1）已知CH3COOH溶液的pH=3，其電離度為 ，由水電離的c(H＋)= mol·L－1。

（2）相同pH的CH3COOH溶液和HCl溶液加水稀釋，其pH變化情況如圖，其中表示HCl溶液的是曲線 ，a、b兩點(diǎn)中，導(dǎo)電能力更強(qiáng)的是 。

（3）NH3·H2O溶液和HCl溶液等體積混合后，溶液呈酸性的原因是（用離子方程式表示） 。此時(shí)，該混合溶液中的微粒濃度關(guān)系正確的是 。

A．c(Cl－)＞c(H＋) ＞c(NH4＋)＞c(OH－)

B．c(Cl－)=c(NH4＋)＞c(OH－)=c(H＋)

C．c(NH4＋)+ c(NH3·H2O)= 0.1mol·L－1

D．c(H＋) = c(NH3·H2O)+c(OH－)

（4）NH3·H2O溶液和HCl溶液混合，已知體積V(NH3·H2O)> V(HCl)，當(dāng)溶液中c(NH3·H2O)= c(NH4＋)時(shí)，溶液的pH= ，該混合液中加入少量的酸或堿，結(jié)果發(fā)現(xiàn)溶液的pH變化不大，其原因是 。[已知：Kb（NH3·H2O）=1.77×10-5，lg 1.77=0.25]

Answer 1

（1）1% ；1×10-11

（2）?；a

（3）NH4+ + H2O NH3·H2O+ H+；D

（4）9.25；混合溶液中存在著較多的NH3·H2O和NH4＋，NH3·H2O可以結(jié)合H+，NH4＋可以結(jié)合OH－，使得溶液能維持穩(wěn)定的pH

【解析】

試題分析：（1）電離度= ×100%=×100%=1%；由水電離出的c(H+)= c(OH-)= mol/L=1×10-11mol．L-1;（2）pH相等的醋酸和鹽酸中，加水稀釋促進(jìn)醋酸電離，稀釋相同的倍數(shù)后，醋酸中氫離子濃度大于鹽酸，所以pH變化大的為強(qiáng)酸， I為鹽酸；溶液的導(dǎo)電能力與離子濃度成正比，氫離子濃度越大溶液的pH越小，所以溶液導(dǎo)電能力較大的是a；（3）等物質(zhì)的量的氨水和鹽酸混合時(shí)，二者恰好反應(yīng)生成氯化銨，銨根離子水解而使溶液中氫離子濃度大于氫氧根離子濃度，則溶液呈酸性，水解離子方程式為NH4++H2O?NH3?H2O+H+;氯化銨能水解但水解程度較小，所以c（H+）＜c（NH4+）;銨根離子水解而使溶液呈酸性，所以c（OH-）＜c（H+）;溶液中存在物料守恒，根據(jù)物料守恒得c（NH4+）+c（NH3?H2O）=0.05mol?L-1;根據(jù)質(zhì)子守恒得c（H+）=c（NH3?H2O）+c（OH-）;（4）NH3?H2O和NH4Cl等濃度混合時(shí)溶液呈堿性，說明一水合氨電離程度大于銨根離子水解程度，向NH4HSO4溶液中逐滴滴入NaOH溶液至中性時(shí)，溶液中的溶質(zhì)為硫酸銨、一水合氨和硫酸鈉，鈉離子不水解、銨根離子水解，溶液中存在電荷守恒c（Na+）+c（NH4+）=2c（SO42-），所以離子濃度大小順序是c（Na+）＞c（SO42-）＞c（NH4+）＞c（H+）=c（OH-）。

考點(diǎn)：電離度、pH值的計(jì)算、離子濃度大小的比較、弱電解質(zhì)的水解