Question

【題目】根據下列化合物：①NaCl、②NaOH、③HCl、④NH4Cl、⑤CH3COONa、⑥CH3COOH、⑦NH3·H2O、⑧H2O，回答下列問題。

（1）NH4Cl溶液中離子濃度大小順序為____________________________________。

（2）常溫下，pH＝11的CH3COONa溶液中，水電離出來的c(OH－)=________，在pH＝3的CH3COOH溶液中，水電離出來的c（H+）＝____________。

（3）已知純水中存在如下平衡：H2O H+＋OH－　ΔH＞0，現欲使平衡向右移動，且所得溶液顯酸性，可選擇的方法是________(填字母序號)。

a．向水中加入NaHSO4固體

b．向水中加Na2CO3固體

c．加熱至100 ℃其中c（H+）＝1×10－6 mol·L－1

d．向水中加入(NH4)2SO4固體

（4）若將等pH、等體積的②NaOH溶液和⑦NH3·H2O溶液分別加水稀釋m倍、n倍，稀釋后兩種溶液的pH仍相等，則m________n(填“＜”、“＞”或“＝”)。

Answer 1

【答案】c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-) 10－3 mol·L－1 10－11 mol·L－1 d ＜

【解析】

(1)NH4Cl為強酸弱堿鹽，銨根離子水解呈酸性；

(2)CH3COONa為強堿弱酸鹽，水解促進水的電離，醋酸電離抑制水的電離；

(3)欲使平衡向右移動，且所得溶液顯酸性，可加入水解呈酸性的鹽；

(4)一水合氨為弱電解質，不能完全電離，加水促進電離，據此分析解答。

(1)氯化銨為強酸弱堿鹽，水解后溶液呈酸性，銨根離子水解的離子方程式為NH4++H2OH++NH3H2O，銨根離子水解，則c(Cl-)＞c(NH4+)，所以溶液中離子濃度關系為：c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)，故答案為：c(Cl-)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH-)；

(2)CH3COONa為強堿弱酸鹽，pH=11的CH3COONa溶液中，c(OH-)=10-3mol/L，c(H+)=mol/L=10-11mol/L，CH3COONa 中氫離子和氫氧根離子都是水電離的，則水電離出來的c(OH-)為10-3mol/L；在pH=3的CH3COOH溶液中，c(OH-)=10-11mol/L，酸中的氫氧根離子由水電離，則水電離出來的c(OH-)=c(H+)為10-11mol/L，故答案為：10-3mol/L；10-11mol/L；

(3)a．向水中加入NaHSO4固體，電離出的氫離子抑制水的電離，H2OH+＋OH－平衡向左移動，故a錯誤；b．向水中加Na2CO3固體，水解后溶液呈堿性，故b錯誤；c．加熱至100℃，促進水的電離，溶液呈中性，故c錯誤；d．向水中加入(NH4)2SO4固體，銨根離子水解，促進水的電離，H2OH+＋OH－平衡向右移動，溶液呈酸性，故d正確；故答案為：d；

(4)氨水為弱電解質，不能完全電離，如稀釋相等體積，氨水溶液pH大，如稀釋后溶液pH相同，則氨水應加入較多水進行稀釋，故答案為：＜。