Question

【題目】在25℃時，對于0.1molL﹣1的氨水，請回答以下問題：
（1）若向氨水中加入少量硫酸銨固體，此時溶液中 將（填“增大”、“減小”或“不變”）；
（2）若向氨水中加入pH=1的硫酸，且氨水與硫酸的體積比為1：1，此時溶液的pH7（填“大于”、“小于”或“等于”），用離子方程式表示其原因 ， 此時溶液中各離子濃度由大到小的順序為 ．
（3）若向氨水中加入0.05molL﹣1稀硫酸至溶液正好呈中性，所用氨水的體積V1與稀硫酸的體積V2的關系為V1V2（填“大于”、“小于”或“等于”），寫出溶液中各離子濃度之間滿足的電荷守恒表達式 ．

Answer 1

【答案】
（1）增大
（2）小于；NH4++H2O NH3?H2O+H+；c（NH4+）＞c（SO42﹣ ）＞c（H+）＞c（OH﹣）
（3）大于；c（NH4+）+c（H+）=2c（SO42﹣ ）+c（OH﹣）
【解析】解：（1）由于（NH4）2SO4=2NH4++SO42﹣ ， 溶液中NH4+濃度增大，所以答案是：增大．（2）pH=1的硫酸溶液，C（ H +）=0.1molL﹣1 ， 氫離子濃度與氨水濃度相等，體積相同，所以恰好反應生成鹽，但由于硫酸銨是強酸弱堿鹽，銨根離子水解，使溶液呈酸性，PH＜7；如果NH4+不水解，C（ NH4+）：C（SO42﹣）=2：1，但水解是較弱的，所以c（NH4+）＞c（SO42﹣ ）；溶液呈酸性，所以c（H+）＞c（OH﹣）；
所以答案是：小于；NH4++H2O NH3H2O+H+；c（NH4+）＞c（SO42﹣ ）＞c（H+）＞c（OH﹣）；（3）酸堿濃度比為1：2，由H2SO4+2NH3 ． H2O=（NH4）2SO4+2H20得，酸堿溶液的體積比應為1：1，但由于硫酸銨是強酸弱堿鹽，銨根離子水解，使溶液呈酸性，要想使溶液呈中性，加入堿液的體積要比恰好反應的大一些；無論溶液的酸堿性如何，但溶液中陰陽離子所帶電荷相等，即c（NH4+）V×NA×1+c（H+）V×NA×1=c（SO42﹣ ）V×NA×2+c（OH﹣）V×NA×1，化簡得c（NH4+）+c（H+）=2c（SO42﹣ ）+c（OH﹣）
所以答案是：大于；c（NH4+）+c（H+）=2c（SO42﹣ ）+c（OH﹣）．
【考點精析】利用弱電解質在水溶液中的電離平衡對題目進行判斷即可得到答案，需要熟知當弱電解質分子離解成離子的速率等于結合成分子的速率時，弱電解質的電離就處于電離平衡狀態(tài)；電離平衡是化學平衡的一種，同樣具有化學平衡的特征．條件改變時平衡移動的規(guī)律符合勒沙特列原理．