Question

2．已知某溶液中只存在OH^-、H⁺、NH₄⁺、Cl^-四種離子，某同學推測該溶液中各離子濃度大小順序可能有如下四種關系：
A．c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）
B．c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
C．c（Cl^-）＞c（H⁺）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）
D．c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
（1）若溶液中只溶解了一種溶質，該溶質是氯化銨，上述離子濃度大小順序關系中正確的是（選填序號）A．
（2）若上述關系中D是正確的，混合后溶液中的溶質為NH₄Cl、NH₃•H₂O．
（3）25℃時，將a mol•L^-1的氨水與b mol•L^-1鹽酸等體積混合，反應后溶液恰好顯中性，則混合前a＞b（填“＞”、“＜”、或“=”），用a、b表示NH₃•H₂O的電離平衡常數為$\frac{b×1{0}^{-7}}{a-b}$．

Answer 1

分析 （1）任何電解質溶液中都存在OH^-、H⁺，如果溶液中只存在一種溶質，根據溶液中存在的離子知，溶質只能是氯化銨，NH₄⁺水解導致其溶液呈酸性，但水解程度較小；
（2）若上述關系中④是正確的，c（OH^-）＞c（H⁺）則溶液呈堿性，氯化銨溶液呈酸性，要使混合溶液呈堿性，則溶液中溶質為一水合氨和氯化銨；
（3）溶液顯中性，所以c（H⁺）=c（OH^-），溶液的電荷守恒可得：c（H⁺）+c（NH₄⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），故c（NH₄⁺）=c（Cl^-），氯化銨是強酸弱堿鹽其水溶液呈酸性，要使氯化銨溶液呈中性，則氨水應稍微過量；電離常數只與溫度有關，結合電離常數K_b=$\frac{c（N{{H}_{4}}^{+}）c（O{H}^{-}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$計算．

解答 解：（1）溶液中只存在OH^-、H⁺、NH₄⁺、Cl^-四種離子，任何水溶液中均存在OH^-和H⁺，所以去掉OH^-和H⁺，剩下的離子就是溶質產生的，因此①中溶質為氯化銨
可能為NH₄Cl溶液，因NH₄⁺水解而顯酸性，溶液中離子濃度大小順序為c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），
故答案為：氯化銨；A；
（2）若上述關系中④是正確的，c（OH^-）＞c（H⁺）則溶液呈堿性，氯化銨溶液呈酸性，要使混合溶液呈堿性，溶液中一水合氨電離程度大于銨根離子水解程度，所以該溶液中溶質為NH₄Cl、NH₃•H₂O，
故答案為：NH₄Cl、NH₃•H₂O；
（3）將a mol•L^-1的氨水與b mol•L^-1的鹽酸等體積混合，反應后溶液顯中性，氨水過量，則混合前a＞b，溶液顯中性，所以c（H⁺）=c（OH^-），溶液的電荷守恒可得：c（H⁺）+c（NH₄⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），故c（NH₄⁺）=c（Cl^-），溶液中c（OH^-）=1×10^-7mol/L，溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=$\frac{2}$mol/L，混合后反應前c（NH₃•H₂O）=$\frac{a}{2}$mol/L，則反應后c（NH₃•H₂O）=（$\frac{a}{2}$-$\frac{2}$）mol/L，
則k=$\frac{c（N{{H}_{4}}^{+}）c（O{H}^{-}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$=$\frac{\frac{2}×1×1{0}^{-7}}{\frac{a}{2}-\frac{2}}$=$\frac{b×1{0}^{-7}}{a-b}$．
故答案為：＞；$\frac{b×1{0}^{-7}}{a-b}$．

點評 本題以離子濃度大小比較為載體考查溶液中溶質判斷，明確溶質的性質是解本題關鍵，再結合離子濃度相對大小確定溶質，熟練掌握離子濃度大小比較方法，題目難度中等．