Question

15．在25℃時，對于0.10mol•L^-1的氨水，請回答以下問題：
（1）若向氨水中加入少量硫酸銨固體，溶液的pH將減�。ㄌ睢霸龃蟆薄皽p小”或“不變”），這是因為NH₃•H₂O?NH₄⁺+OH^-，加入硫酸銨后濃度增大，平衡逆向移動，使得OH^-濃度減小，從而使PH減�。�
（2）若向氨水中加入等體積Ph=1的硫酸，此時溶液的pH＜7（填“＞”“＜”或“=”）；
用離子方程式表示其原因NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺；
此時溶液中各離子濃度由大到小的順序c（NH₄⁺）＞c（SO₄^2-）c（H⁺）＞c（OH^-）．
（3）向氨水中加入0.05mol•L^-1稀硫酸至溶液正好呈中性，則c（NH₄⁺）=2c（SO₄^2-）（填“＞”“＜”或“=”），此時混合溶液中c（NH₄⁺）=176c（NH₃•H₂O），則NH₃•H₂O的電離常數(shù)K_b為1.76×10^-5．
（4）向10mL  0.20mol•L^-1的氨水中加入10mL 0.02mol•L^-1的CaCl₂溶液，通過計算說明是否會生成沉淀．Ca（OH）₂的K_ap=5.5×10^-6，NH3•H2O的電離平衡常數(shù)為1.8×10^-5．

Answer 1

分析 （1）氨水中一水合氨存在電離平衡，加入硫酸銨溶液中銨根離子濃度增大，平衡逆向進行；
（2）對于0.10mol•L^-1的氨水，若向氨水中加入等體積PH=1的硫酸，恰好反應(yīng)生成硫酸銨，溶液中銨根離子水解顯酸性；
（3）溶液中存在電荷守恒分析，電離平衡常數(shù)K=$\frac{[O{H}^{-}][N{{H}_{4}}^{+}]}{[N{H}_{3}•{H}_{2}O]}$，結(jié)合溶液呈中性和c（NH₄⁺）=176c（NH₃•H₂O）計算得到；
（4）結(jié)合一水合氨電離平衡常數(shù)計算溶液中氫氧根離子濃度，利用氯化鈣溶液中鈣離子濃度計算此時的濃度商Q和溶度積常數(shù)Ksp比較判斷是否有沉淀生成．

解答 解：（1）氨水溶液中存在電離平衡，NH₃•H₂O?NH₄⁺+OH^-，若向氨水中加入少量硫酸銨固體，銨根離子濃度增大，平衡逆向進行，氫氧根離子濃度減小，溶液的pH將減小，
故答案為：減��；NH₃•H₂O?NH₄⁺+OH^-，加入硫酸銨后濃度增大，平衡逆向移動，使得OH^-濃度減小，從而使PH減小
（2）對于0.10mol•L^-1的氨水，若向氨水中加入等體積PH=1的硫酸，恰好反應(yīng)生成硫酸銨，溶液中銨根離子水解顯酸性，溶液PH＜7，NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺，溶液中離子濃度大小為：c（NH₄⁺）＞c（SO₄^2-）c（H⁺）＞c（OH^-），
故答案為：＜；NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺；c（NH₄⁺）＞c（SO₄^2-）c（H⁺）＞c（OH^-）；
（3）溶液中存在電荷守恒：c（NH₄⁺）+c（H⁺）=2c（SO₄^2- ）+c（OH^-），向氨水中加入0.05mol•L^-1稀硫酸至溶液正好呈中性，c（H⁺）=c（OH^-），c（NH₄⁺）=2c（SO₄^2-），此時混合溶液中c（NH₄⁺）=176c（NH₃•H₂O），則NH₃•H₂O的電離常數(shù)K_b=$\frac{[O{H}^{-}][N{{H}_{4}}^{+}]}{[N{H}_{3}•{H}_{2}O]}$=$\frac{1{0}^{-7}×176[N{H}_{3}•{H}_{2}O]}{[N{H}_{3}•{H}_{2}O]}$
=1.76×10^-5，
故答案為：=；1.76×10^-5；
（4）NH₃•H₂O的電離平衡常數(shù)為1.8×10^-5，K=$\frac{c（N{{H}_{4}}^{+}）c（O{H}^{-}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$=1.8×10^-5，c²（OH^-）=3.6×10^-6，10mL 0.02mol•L^-1的CaCl₂溶液中c（Ca²⁺）=0.02mol/L，Qc=c（Ca²⁺）×c²（OH^-）=0.02mol•L^-1×3.6×10^-6=1.44×10^-6mol/L＜K_sp  無沉淀生成，
答：c²（OH^-）=3.6×10^-6，10mL 0.02mol•L^-1的CaCl₂溶液中c（Ca²⁺）=0.02mol/L，Qc=c（Ca²⁺）×c²（OH^-）=0.02mol•L^-1×3.6×10^-6=1.44×10^-6mol/L＜K_sp  無沉淀生成，

點評 本題考查的是弱電解質(zhì)的電離及離子濃度大小的比較、電離平衡常數(shù)計算、溶度積常數(shù)計算等，掌握基礎(chǔ)是解題關(guān)鍵，題目難度中等．