Question

【題目】常溫下，幾種酸的電離平衡常數(shù)如下：

回答下列問(wèn)題:

(1)物質(zhì)的量濃度均為0.1mol·L-1的①NaClO溶液 ②Na2CO3溶液 ③NaHCO3溶液 ④Na2SO3溶液，pH值由大到小的順序是____________________。(填序號(hào))

(2)用離子方程式表示NaClO溶液呈堿性的原因是____________________________________________。

(3)0.1mol/L的氯化銨溶液中各離子物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是___________，只改變下列一個(gè)條件，能使c(NH4+)與c(Cl-)比值變大的是______________________。(填標(biāo)號(hào))

A.加入固體硫酸銨

B.通入少量氯化氫

C.降低溶液溫度

D.加入少量固體氫氧化鈉

(4)假設(shè)25 ℃時(shí)，0.1mol/L氯化銨溶液由水電離出的氫離子濃度為1×10-6mol/L，則在該溫度下此溶液中氨水的電離平衡常數(shù)：Kb(NH3·H2O)=_________________________________。

Answer 1

【答案】②①④③ ClO-+H2OHClO+OH- c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-) AC 10-3

【解析】

（1）所給物質(zhì)屬于強(qiáng)堿弱酸鹽，溶液顯堿性，根據(jù)題中酸的電離平衡常數(shù)，得出電離出H＋能力大小順序是H2SO3>H2CO3>HSO3－>HClO>HCO3－，利用越弱越水解的規(guī)律，得出水解程度大小順序是CO32－>ClO－>SO32－>HCO3－，因此pH大小順序是②>①>④>③；

（2）NaClO屬于強(qiáng)堿弱酸鹽，ClO－發(fā)生水解：ClO－＋H2OHClO＋OH－，使c(OH－)>c(H＋)，溶液顯堿性；

（3）NH4Cl為強(qiáng)酸弱堿鹽，NH4＋發(fā)生水解：NH4＋＋H2ONH3·H2O＋H＋，溶液顯酸性，因?yàn)?/span>NH4＋水解程度微弱，因此離子濃度大小順序是c(Cl－)>c(NH4＋)>c(H＋)>c(OH－)；A、硫酸銨化學(xué)式為(NH4)2SO4，氯化銨溶液加入硫酸銨，c(NH4＋)增大，即c(NH4＋)/c(Cl－)增大，故A符合題意；

B、加入HCl，抑制NH4＋的水解，c(NH4＋)增大，HCl為強(qiáng)電解質(zhì)，完全電離出H＋和Cl－，c(Cl－)增加的比c(NH4＋)增加多，即c(NH4＋)/c(Cl－)減少，故B不符合題意；

C、鹽類(lèi)水解為吸熱反應(yīng)，降低溫度，抑制NH4＋水解，c(CNH4＋)增大，c(Cl－)不變，即c(NH4＋)/c(Cl－)增大，故C符合題意；

D、加入少量NaOH，發(fā)生NH4＋＋OH－=NH3·H2O，c(NH4＋)減小，c(Cl－)不變，即c(NH4＋)/c(Cl－)減小，故D不符合題意；

（4）NH4＋發(fā)生水解：NH4＋＋H2ONH3·H2O＋H＋，c(NH3·H2O)=c(H＋)=10－6mol·L－1，c(NH4＋)=(0.1－10－6)mol·L－1≈0.1mol·L－1，c(OH－)=Kw/c(H＋)=10－14/10－6mol·L－1=10－8mol·L－1，NH3·H2O電離方程式為NH3·H2ONH4＋＋OH－，Kb=c(NH4＋)×c(OH－)/c(NH3·H2O)，代入數(shù)值，Kb=10－3。