Question

常溫下有濃度均為0.5mol/L的四種溶液：①Na₂CO₃、②NaHCO₃、③HCl、④NH₃?H₂O．
（1）上述溶液中，可以發(fā)生水解的是

 

（填序號）．
（2）向④中加入少量氯化銨固體，此時

c(N H + 4 )

c(OH-)

的值

 

（填“增大”、“減小”或“不變”）．
（3）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

 

④的體積（填“大于”、“小于”或“等于”），此時溶液中離子濃度由大到小的順序是

 

．
（4）取10mL溶液③，加水稀釋到500mL，則此時溶液中由水電離出的c（H⁺）=

 

 mol?L^-1．

Answer 1

考點：鹽類水解的應(yīng)用,水的電離,影響鹽類水解程度的主要因素

專題：電離平衡與溶液的pH專題,鹽類的水解專題

分析：（1）根據(jù)鹽的水解規(guī)律，含有弱酸根或弱堿根的鹽能水解；
（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）NH₃?H₂O為弱電解質(zhì)，不能完全電離；根據(jù)電荷守恒分析離子濃度關(guān)系；
（4）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．

解答： 解：（1）根據(jù)鹽的水解規(guī)律，含有弱酸根或弱堿根的鹽能水解，所以①Na₂CO₃、②NaHCO₃能水解；
故答案為：①②；
（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(N H + 4 )

c(OH-)

的值增大，故答案為：增大；
（3）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(yīng)過量，溶液為中性，則c（H⁺）=c（OH^-），根據(jù)電荷守恒則c（NH₄⁺）=c（Cl^-），所以溶液中離子濃度由大到小的順序是c（NH₄⁺）=c（Cl^-）＞c（H⁺）=c（OH^-）；
故答案為：小于；c（NH₄⁺）=c（Cl^-）＞c（H⁺）=c（OH^-）；
（4）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．

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等問題，綜合考查學生的化學知識應(yīng)用能力和分析能力，題目難度中等．