Question

【題目】溶液中的化學反應大多是離子反應。根據要求回答下列問題：

（1）鹽堿地(含較多Na2CO3、NaCl)不利于植物生長，試用化學方程式表示：

鹽堿地產生堿性的原因：__________________________________________；

（2）已知水存在如下平衡：H2O＋H2OH3O＋＋OH－，向水中加入NaHSO4固體，水的電離平衡向________移動，且所得溶液顯________性。

（3）若取pH、體積均相等的NaOH溶液和氨水分別用水稀釋m倍、n倍，稀釋后pH仍相等，則m________(填“＞”“＜”或“＝”)n。

（4）常溫下，在pH＝6的CH3COOH與CH3COONa的混合溶液中水電離出來的c(OH－)＝________。

（5）已知：常溫下，醋酸和NH3·H2O的電離平衡常數均為1.74×10－5；則 NH4HCO3溶液呈________性，NH4HCO3溶液中物質的量濃度最大的離子是________(填化學式)。

Answer 1

【答案】 Na2CO3＋H2ONaHCO3＋NaOH 逆反應方向 酸 ＜ 10－8mol·L－1 堿 NH

【解析】（1）碳酸鈉是強堿弱酸鹽，碳酸根離子水解導致溶液呈堿性，化學方程式為水解方程式為Na2CO3＋H2ONaHCO3＋NaOH；（2）硫酸氫鈉完全電離生成氫離子，導致溶液呈強酸性，抑制水電離，水的電離平衡逆向移動；（3）一水合氨是弱電解質，加水稀釋促進一水合氨電離，NaOH是強電解質，完全電離，要使pH相等的氨水和NaOH溶液稀釋后pH仍然相等，則氨水稀釋倍數大于NaOH，即m＜n；（4）常溫下，pH=6的混合溶液呈酸性，說明醋酸電離程度大于醋酸根離子水解程度，則混合溶液中水電離出來的c（OH－）=Kw/c(H＋)= mol·L－1=10-8 mol·L－1；（5）已知：常溫下，醋酸和NH3·H2O的電離平衡常數均為1.74×10－5，醋酸銨呈中性，現醋酸的酸性大于碳酸，生成NH4HCO3的堿比酸強，NH4HCO3溶液呈堿性；HCO3－的水解程度大于NH4+，NH4HCO3溶液中物質的量濃度最大的離子是NH4+。