Question

【題目】在室溫下，下列五種溶液：①0.1 mol/L NH4Cl溶液，②0.1 mol/L CH3COONH4溶液，③0.1 mol/L NH4HSO4溶液，④0.1 mol/L 氨水，⑤0.1 mol/L NH3·H2O和0.1 mol/L NH4Cl混合液（顯堿性）。請根據要求填寫下列空白：

（1）溶液①呈____________性（填“酸”、“堿”或“中”），其原因是___________（用離子方程式表示）

（2）在上述①、②、③、④溶液中c（NH4+）濃度由大到小的順序是_________。（填序號）

（3）在溶液⑤中，各離子濃度大小順序為___________。

（4）室溫下，測得溶液②的pH=7，則 CH3COO—與NH4+濃度的大小關系是c（CH3COO—）________c（NH4+）（填“>”、“<”或“=”）。

（5）常溫下，0.1 mol/ L CH3COOH溶液加水稀釋過程中，下列表達式的數值變大的是____________（填字母）。

A. c(H+) B. c(H+)/ c(CH3COOH) C. c(H+)·c(OH－)

D. c(OH－)/ c(H+) E. c(H+)·c(CH3COO－) / c(CH3COOH)

（6）25℃時，將pH=9的NaOH溶液與pH=4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH=7，則NaOH溶液與H2SO4溶液的體積比為____________。

Answer 1

【答案】酸 NH4++H2ONH3·H2O+H+ ③＞①＞②＞④ c(NH4+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H＋) = BD 10：1

【解析】

（1）在鹽溶液中，形成鹽的酸和堿中誰的性質強，溶液就表現誰的性質；

（2）比較c(NH4+)時，可以NH4Cl作為參照物，凡是電解質能完全電離出NH4+的，都比部分電離出NH4+的濃度大；在完全電離出NH4+的鹽中，產生能促進NH4+水解的鹽，溶液中c(NH4+)濃度小，產生能抑制NH4+水解的鹽，溶液中c(NH4+)濃度大。

（3）依據電離或水解的程度大小，確定離子濃度的相對大小。

（4）可依據電荷守恒進行計算。

（5）可從CH3COOH加水稀釋后電離度的變化、離子濃度的變化兩個方面去分析。

（6）利用酸堿溶液中H+與OH-物質的量相等進行計算。

（1）溶液①為強酸弱堿鹽，溶液呈酸性，其原因是NH4++H2ONH3·H2O+H+；答案為：酸；NH4++H2ONH3·H2O+H+。

（2）在上述①、②、③、④溶液中，①0.1 mol/L NH4Cl溶液、②0.1 mol/L CH3COONH4溶液、③0.1 mol/L NH4HSO4溶液中的溶質都是能發生水解的強電解質，NH4+的水解程度不同，③中NH4+的水解受到抑制，②中NH4+水解受到促進，而④中0.1 mol/L 氨水只發生部分電離，產生的c(NH4+)最小，所以濃度由大到小的順序是③＞①＞②＞④；答案為：③＞①＞②＞④。

（3）溶液⑤為0.1 mol/L NH3·H2O和0.1 mol/L NH4Cl混合液，因為其顯堿性，故NH3·H2O的電離程度大于NH4+的水解程度，c(NH4+)＞c(Cl-)＝0.1 mol/L，NH3·H2O為弱電解質，其電離的程度較小，所以各離子濃度大小順序為c(NH4+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H＋)；答案為：c(NH4+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H＋)。

（4）依據電荷守恒，c(CH3COO－) +c(OH－) == c(NH4+) +c(H+)，因為c(OH－)= c(H+)，所以c(CH3COO－) == c(NH4+)，答案為：= 。

（5）A. 0.1 mol/ L CH3COOH溶液加水稀釋過程中，c(H+) 不斷減小，A不合題意；

B.加水稀釋過程中，n(H+)增大，n(CH3COOH)減小，所以c(H+)/ c(CH3COOH)增大，B符合題意；

C. 因為溫度不變，所以c(H+)·c(OH－)不變，C不合題意；

D.在稀釋過程中，n(OH－)增大，n(H+)減小，所以c(OH－)/ c(H+) 增大，D符合題意；

E .溫度不變，醋酸的電離平衡常數不變，所以 c(H+)·c(CH3COO－) / c(CH3COOH)不變，E不合題意；答案為：BD。

（6）25℃時，將pH=9的NaOH溶液與pH=4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH=7，則10-5V(NaOH)=10-4V(H2SO4)，從而得出V(NaOH):V(H2SO4)=10-4:10-5=10:1；答案為：10:1。