Question

3．現(xiàn)有25℃時0.1mol/L的氨水，請回答以下問題：
（1）①若向該氨水中加入少量氯化銨固體，NH₃•H₂O的電離平衡向左（“向左”、“向右”或“不”）移動，此時溶液中$\frac{[OH-]}{[NH3•H2O]}$減小（填“增大”、“減小”或“不變”），在該過程中，水的離子積常數(shù)Kw不變（填“增大”、“減小”或“不變”）；
②若向該氨水中加入稀鹽酸，使其恰好完全中和，所得溶液的pH＜7  （填“＞”、“＜”或“=”），用離子方程式表示其原因NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺，
所得溶液中各離子物質(zhì)的量濃度由大到小的順序為c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）．
③若向該氨水中加入稀鹽酸，所得溶液的pH=7，則溶液中c（NH₄⁺）= c（Cl^-）（填“＞”、“＜”或“=”）
（2）已知某弱酸的難溶物CaA在水中存在溶解平衡：
CaA（s）?Ca²⁺（aq）+A^2-（aq）△H＞0，一定溫度下CaA飽和溶液中c（Ca²⁺）•c（A^2-）為常數(shù)，記作K_sp=c（Ca²⁺）•c（A^2-），K_sp只與溫度有關．
①溫度升高時，K_sp增大（填“增大”“減小”或“不變”，下同）．
②向濁液中通入HCl氣體c（Ca²⁺）增大．
③測得25℃時，CaA的K_sp為2.0×10^-11，常溫下將10g CaA固體投入100mL CaCl₂溶液中，充分攪拌后仍有固體剩余，測得溶液中c（Ca²⁺）=0.1mol•L^-1，則溶液中c（A^2-）?=2.0×10^-10mol/L．

Answer 1

分析 （1）①氨水中存在NH₃+H₂O?NH₃•H₂O?NH₄⁺+OH^-，向氨水中加入含有銨根離子或氫氧根離子的物質(zhì)抑制一水合氨電離，據(jù)此判斷電離平衡一定方向及$\frac{[OH-]}{[NH3•H2O]}$的值變化；溫度不變，水的離子積常數(shù)不變；
②一水合氨和氯化氫反應生成氯化銨和水，氯化銨是強酸弱堿鹽，銨根離子水解，其溶液呈酸性，然后根據(jù)銨根離子水解判斷離子濃度大��；
③pH=7，溶液為中性，然后結(jié)合電荷守恒判斷銨離子與氯離子濃度關系；
（2）①該反應為吸熱反應，溫度升高，平衡正向移動，然后判斷K_sp；
②加鹽酸，促進難溶鹽的電離，使平衡向正反應方向移動；
③根據(jù)K_sp=c（Ca²⁺）×c（A²⁺）以及鈣離子的濃度計算．

解答 解：（1）①氨水中存在NH₃+H₂O?NH₃•H₂O?NH₄⁺+OH^-，向氨水中加入含有銨根離子或氫氧根離子的物質(zhì)抑制一水合氨電離，所以NH₃•H₂O的電離平衡向左移動；
溶液中氫氧根離子濃度降低、一水合氨濃度增大，所以此時溶液中$\frac{[OH-]}{[NH3•H2O]}$變小，在該過程中，溫度不變，則水的離子積常數(shù)K_w不變，
故答案為：向左；減��；不變；
②一水合氨和氯化氫反應生成氯化銨和水，離子反應方程式為：NH₃．H₂O+H⁺=NH₄⁺+H₂O，氯化銨是強酸弱堿鹽，銨根離子水解而使其溶液呈酸性，水解離子反應方程式為：NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺，所以溶液的pH＜7；氯離子不水解，溶液中銨根離子水解程度較小，所以離子濃度大小順序為：c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），
故答案為：＜；NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺；c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；
③若向該氨水中加入稀鹽酸，所得溶液的pH=7，則c（H⁺）=c（OH^-），根據(jù)電荷守恒可得：[NH₄⁺]=[Cl^-]，故答案為：=；
（2）①該反應為吸熱反應，溫度升高，平衡正向移動，K_sp增大，故答案為：增大；
②加HCl發(fā)生反應：A^2-+H⁺?HA^-，A^2-濃度減小，CaA的溶解平衡向右移動，n（Ca²⁺）顯著增大，而溶液體積幾乎不變化，所以c（Ca²⁺）增大，故答案為：增大；
③已知溶液中c（Ca²⁺）=0.1mol/L，K_sp=c（Ca²⁺）×c（A²⁺）=2.0×10^-11，則c（A^2-）=$\frac{2×1{0}^{-11}}{0.1}$mol/L=2.0×10^-10mol/L，故答案為：2.0×10^-10mol/L．

點評 本題考查了酸堿混合的定性判斷、弱電解質(zhì)電離、難溶物溶解平衡的計算，題目難度較大，試題涉及知識點較多、綜合性較強，明確弱電解質(zhì)電離特點及鹽類水解特點是解本題關鍵，注意平衡常數(shù)只與溫度有關，與溶液酸堿性、離子濃度定性無關，為易錯點．