Question

（1）在25℃條件下將pH=11的氨水稀釋100倍后溶液的pH為（填序號）

D

．
A．9     B．13  C．11～13之間     D．9～11之間
（2）25℃時，向0.1mol/L的氨水中加入少量氯化銨固體，當固體溶解后，測得溶液pH減小，主要原因是（填序號）

C

．
A．氨水與氯化銨發(fā)生化學反應
B．氯化銨溶液水解顯酸性，增加了c（H⁺）
C．氯化銨溶于水，電離出大量銨離子，抑制了氨水的電離，使c（OH^-）減小
（3）室溫下，如果將0.1mol NH₄Cl和0.05mol NaOH全部溶于水，形成混合溶液（假設無損失），
①

NH₃?H₂O

和

NH4+

兩種粒子的物質的量之和等于0.1mol．
②

NH4+

和

H⁺

兩種粒子的物質的量之和比OH^-多0.05mol．

（4）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，該溶質的名稱是

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C是正確的，則溶液中溶質的化學式是

NH₄Cl和HCl

．
③若該溶液中由體積相等的稀鹽酸和氨水混合而成，且恰好呈中性，則混合前c（HCl）（填“＞”、“＜”、或“=”，下同）

＜

c（NH₃?H₂O），混合后溶液中c（NH₄⁺）與c（Cl^-）的關系c（NH₄⁺）

=

c（Cl^-）．

Answer 1

分析：（1）將pH=11的氨水稀釋100倍后，稀釋后的溶液中氫氧根離子濃度大于原來的

1

100

；
（2）氨水是弱電解質存在電離平衡，向溶液中加入相同的離子能抑制氨水電離；
（3）根據(jù)物料守恒和電荷守恒來分析；
（4）①任何水溶液中都有OH^-、H⁺，若溶質只有一種則為NH₄Cl，利用銨根離子水解使溶液顯酸性來分析；
②C中離子關系可知溶液顯酸性，且c（Cl^-）＞c（H⁺）＞c（NH₄⁺），則溶液為鹽酸與氯化銨的混合溶液；
③溶液呈中性，則溶液中氫離子濃度等于氫氧根離子濃度，根據(jù)電荷守恒確定溶液中銨根離子濃度和氯離子濃度的關系，氯化銨溶液呈酸性，要使溶液呈中性，氨水應該稍微過量．

解答：解：（1）將pH=11的氨水稀釋100倍后，稀釋后的溶液中氫氧根離子濃度大于原來的

1

100

，所以溶液的pH應該9-11之間，故選D；
（2）氯化銨溶于水電離出銨根離子，使氨水中的銨根離子濃度增大平衡向左移動，從而抑制氨水電離，故選C；
（3）根據(jù)物料守恒知，C（NH₄⁺）+C（NH₃．H₂O）=0.1mol，根據(jù)溶液中電荷守恒得C（Cl^-）+c（OH^-）=c（H⁺）+C（NH₄⁺）+C（Na⁺），c（H⁺）+C（NH₄⁺）-c（OH^-）=C（Cl^-）-C（Na⁺）=0.1mol-0.05mol=0.05mol，
故答案為：①NH₄⁺、NH₃．H₂O；②NH₄⁺、H⁺；
（4）①因任何水溶液中都有OH^-、H⁺，若溶質只有一種則為NH₄Cl，銨根離子水解方程式為NH₄⁺+H₂O?NH₃．H₂O+H⁺，則c（Cl^-）＞c（NH₄⁺），水解顯酸性，則c（H⁺）＞c（OH^-），又水解的程度很弱，則c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），即A符合，故答案為：NH₄Cl；A；
②C中離子關系可知溶液顯酸性，且c（Cl^-）＞c（H⁺）＞c（NH₄⁺），則溶液為鹽酸與氯化銨的混合溶液，其溶質為HCl、NH₄Cl，
故答案為：NH₄Cl和HCl；
③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，因為鹽酸和氨水的體積相等，則鹽酸的物質的量濃度小于氨水，溶液呈中性，溶液中氫離子濃度等于氫氧根離子濃度，溶液呈電中性，所以溶液中氯離子濃度等于銨根離子濃度，故答案為：＜，=．

點評：本題考查了弱電解質的電離、離子濃度大小的比較等知識點，根據(jù)物質的性質及物料守恒和電荷守恒來分析解答，難度較大．