Question

（1）常溫下，CH₃COONa溶液呈

 

性，用離子方程式解釋其原因

 

．
（2）室溫下，若將0.1mol?L^-1鹽酸滴入20mL 0.1mol?L^-1氨水中，溶液pH隨加入鹽酸體積的變化曲線如圖所示．
①NH₃?H₂O的電離方程式是

 

．
②b點所示溶液中的溶質(zhì)是

 

．
③c點所示溶液中，離子濃度從大到小的關系為

 

，在該溶液中存在多種守恒關系，其中c（NH₄⁺）+c（H⁺）=

 

（用離子濃度表示）．

Answer 1

考點：酸堿混合時的定性判斷及有關ph的計算

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：（1）醋酸鈉溶液中，醋酸根離子結(jié)合水電離的氫離子，溶液顯示堿性；
（2）①一水合氨為弱電解質(zhì)，溶液中部分電離出銨根離子和氫氧根離子；
②b點加入鹽酸體積小于20mL，氨水過量，據(jù)此判斷溶液中的溶質(zhì)組成；
③c點時氨水與鹽酸恰好反應生成氯化銨溶液，根據(jù)鹽的水解原理、電荷守恒判斷溶液中各離子濃度大�。�

解答： 解：（1）CH₃COONa溶液中，醋酸根離子發(fā)生水解生成醋酸和氫氧根離子，溶液顯示堿性，離子方程式為：CH₃COO^-+H₂O?CH₃COOH+OH^-，
故答案為：堿； CH₃COO^-+H₂O?CH₃COOH+OH^-；
（2）①一水合氨為弱堿，在溶液中存在電離平衡：NH₃?H₂O?NH₄⁺+OH^-，故答案為：NH₃?H₂O?NH₄⁺+OH^-；
②b點時，加入的鹽酸溶液體積小于20mL，此時氨水過量，則溶質(zhì)為：NH₄Cl、NH₃?H₂O，故答案為：NH₄Cl、NH₃?H₂O；
③c點時，加入20mL鹽酸，氨水與鹽酸恰好完全反應生成氯化銨溶液，由于銨根離子部分水解，溶液顯示酸性，則c（H⁺）＞c（OH^-），根據(jù)電荷守恒c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-）可得：（Cl^-）＞c（NH₄⁺），溶液中各離子濃度大小為：c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；
故答案為：c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；c（Cl^-）+c（OH^-）．

點評：本題考查了鹽的水解原理、酸堿混合的定性判斷、離子濃度大小比較，題目難度中等，注意掌握溶液酸堿性的定性判斷方法，能夠根據(jù)電荷守恒、鹽的水解原理判斷溶液中各離子濃度大�。�