Question

【題目】根據下列化合物：①HCl ②NaOH ③NH4Cl ④CH3COONa ⑤CH3COOH ⑥NH3H2O⑦Na2CO3，請根據字母序號提示的物質回答下列問題。

(1)③溶液中離子濃度大小順序為______________________。用離子方程式表示⑦溶液顯堿性的原因_______________________________。

(2)常溫下，pH=11的④的溶液中，由水電離出來的c(OH-)=____________。已知常溫下⑤和⑥的電離常數均為1.7×10-5 mol·L-1，則反應：CH3COOH+NH3H2OCH3COO-+NH4++H2O的平衡常數為______________。

(3)常溫下，關于pH值相同的①和⑤兩種溶液，下列說法不正確的是________。

A.兩種溶液中水的電離程度相同 B.c(CH3COO-)=c(Cl-)

C.c(CH3COOH)>c(HCl) D.與等濃度的氫氧化鈉溶液反應，醋酸消耗的體積少

(4)常溫下，將0.10 mol/L的①溶液和0.30 mol/L；②溶液等體積混合，充分反應后恢復至常溫，溶液的pH=________。

Answer 1

【答案】c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-) CO32-+H2OHCO3-+OH- 1×10-3 mol/L 2.89×104 D 13

【解析】

(1)NH4Cl為強酸弱堿鹽，水解呈酸性；Na2CO3為強堿弱酸鹽，水解呈堿性；

(2)CH3COONa為強堿弱酸鹽，水解促進水的電離，醋酸抑制水的電離；

將反應CH3COOH+NH3H2OCH3COO-+NH4++H2O的化學平衡常數表達式進行變形，帶入CH3COOH和NH3H2O的電離平衡常數，就可得到反應的化學平衡常數的數值；

(3)根據HCl是強酸，完全電離，CH3COOH是弱酸，部分電離，結合水電離平衡的影響因素分析判斷；

(4)根據二者反應的物質的量關系，可知NaOH過量，溶液顯堿性，然后計算反應后溶液中c(OH-)，結合水的離子積常數及pH定義，計算溶液的pH。

(1)氯化銨為強酸弱堿鹽，在溶液中電離NH4Cl=NH4++Cl-，NH4+發生水解反應，消耗水電離產生的OH-，最終達到平衡時溶液中c(H+)>c(OH-)；水解呈酸性，銨根離子水解反應而消耗，所以c(Cl-)>c(NH4+)，鹽電離產生的NH4+濃度大于水電離產生的H+濃度，所以溶液中離子濃度關系為：c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)；

Na2CO3為強堿弱酸鹽，在溶液中CO32-發生水解反應：CO32-+H2OHCO3-+OH-，水解產生的HCO3-會進一步水解：HCO3-+H2OH2CO3+OH-，主要是第一步水解反應。水解反應消耗水電離產生的H+，最終達到平衡時，溶液中c(OH-)>c(H+)，所以水解后溶液呈堿性；

(2)CH3COONa為強堿弱酸鹽，pH=11的CH3COONa溶液中，c(H+)=10-11mol/L，由于在室溫下水的離子積常數Kw=1×10-14，所以c(OH-)=mol/L=1×10-3mol/L，溶液中OH-就是水電離產生，即CH3COONa溶液中，由水電離出來的c(OH-)=1×10-3mol/L，

反應CH3COOH+NH3H2OCH3COO-+NH4++H2O的平衡常數K==2.89×104；

(3)HCl、CH3COOH 溶液的pH相同，則溶液中c(H+)相同，對水的電離平衡的抑制作用也相同，因此這兩種溶液中水的電離程度相同，A正確；

B.在HCl、CH3COOH 溶液中都存在電荷守恒，兩種溶液的pH相同，則兩種溶液中c(H+)、c(OH-)也就相同，所以根據電荷守恒可知溶液中c(CH3COO-)=c(Cl-)，B正確；

C.由于醋酸是弱酸，部分電離存在電離平衡，所以溶液中c(CH3COOH)>c(H+)，而HCl是一元強酸，完全電離，溶液中c(H+)=c(HCl)，所以pH相同的兩種溶液中c(CH3COOH)> c(HCl)，C正確；

D.由于溶液中的電解質的濃度c(CH3COOH)> c(HCl)，所以與等濃度的氫氧化鈉溶液反應，醋酸消耗NaOH的體積多，D錯誤；

故合理選項是D；

(4)HCl與NaOH混合會發生反應：HCl+NaOH=NaCl+H2O，二者反應的物質的量的比是1：1，常溫下，將0.10 mol/L的HCl溶液和0.30 mol/L的NaOH溶液等體積混合，堿過量，溶液顯堿性，混合后溶液中c(OH-)=mol/L=0.10mol/L，由于在常溫下Kw=1×10-14，所以溶液中c(H+)=1×10-13mol/L，因此該溶液的pH=13。