Question

中學化學中的平衡理論主要包括：化學平衡、電離平衡、水解平衡和溶解平衡4種，且均符合平衡移動原理．請回答下列問題：
Ⅰ．常溫下有濃度均為0.1mol?L^-1的四種溶液：①NaHCO₃、②Na₂CO₃、③HCl、④NH₃?H₂O．
（1）溶液①、②、③pH值由小到大的順序為

③＜①＜②

．（填序號）
（2）向④中加入少量氯化銨固體，此時c（NH₄⁺）/c（OH^-）的值

增大

 （填“增大”、“減小”或“不變”）．
（3）取10mL溶液③，加水稀釋到100mL，則此時溶液中由水電離出的c（H⁺）=

10^-12 mol?L^-1

．
（4）上述溶液中，既能與氫氧化鈉溶液反應，又能和硫酸反應的溶液中離子濃度由大到小的順序為

c（Na⁺）＞c（HCO₃^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）＞c（CO₃^2-）

．
（5）若將③和④的溶液混合后溶液恰好呈中性，則混合前③的體積

小于

④的體積（填“大于”、“小于”或“等于”）．
Ⅱ．難溶電解質在水溶液中存在溶解平衡．在常溫下，溶液中各離子濃度以它們化學計量數為指數的乘積是一個常數，叫溶度積常數（K_sp）．當溶液中各離子濃度指數的乘積大于溶度積時，則產生沉淀，反之固體溶解．若某CuSO₄溶液中c（Cu²⁺）=0.02mol?L^-1，如果生成Cu（OH）₂沉淀，應調整溶液pH，使之大于

5

 （已知K_sp=2.0×10^-20）．

Answer 1

分析：Ⅰ．（1）先判斷溶液的酸堿性，根據鹽類水解和電解質的強弱判斷；
（2）向④中加入少量氯化銨固體，c（NH₄⁺）增大，抑制NH₃?H₂O的電離；
（3）取10mL溶液③，加水稀釋到100mL，溶液濃度為原來的

1

10

，為0.01mol/L；
（4）既能與氫氧化鈉溶液反應，又能和硫酸反應的為NaHCO₃；
（5）NH₃?H₂O為弱電解質，不能完全電離；
Ⅱ．根據溶度積計算．

解答：解：Ⅰ．（1）①NaHCO₃、②Na₂CO₃、③HCl中，③為酸，pH最小，②水解程度比①大，pH最大，則pH值由小到大的順序為③＜①＜②，
故答案為：③＜①＜②；
（2）向④中加入少量氯化銨固體，c（NH₄⁺）增大，抑制NH₃?H₂O的電離，則c（OH^-）減小，所以c（NH₄⁺）/c（OH^-）的值增大，故答案為：增大；
（3）取10mL溶液③，加水稀釋到100mL，溶液濃度為原來的

1

10

，為0.01mol/L，由Kw=c（OH^-）?c（H⁺）可知，c（OH^-）=10^-12 mol?L^-1，則此時溶液中由水電離出的c（H⁺）=10^-12 mol?L^-1，
故答案為：10^-12 mol?L^-1；
（4）既能與氫氧化鈉溶液反應，又能和硫酸反應的為NaHCO₃，水解呈堿性，溶液中應存在c（Na⁺）＞c（HCO₃^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）＞c（CO₃^2-），
故答案為：c（Na⁺）＞c（HCO₃^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）＞c（CO₃^2-）；
（5）NH₃?H₂O為弱電解質，不能完全電離，如等體積混合，溶液呈酸性，要呈中性氨水應過量，故答案為：小于；
Ⅱ．c（Cu²⁺）×c²（OH^-）=2.0×10^-20，則c（OH^-）=

2.0×10-20 0.02

mol/L=1×10^-9mol/L，所以pH=5，
故答案為：5．

點評：本題考查較為綜合，涉及弱電解質的電離和鹽類的水解以及難溶電解質的溶解平衡等問題，綜合考查學生的化學知識應用能力和分析能力，題目難度中等．