Question

常溫下有下列四種溶液：

序號

①

②

③

④

溶液

pH=4的NH4Cl溶液

pH=4的鹽酸

0.1mol?L-1的醋酸溶液

0.1mol?L-1的NaOH溶液

已知該溫度下醋酸的電離平衡常數K_a=1.75×10^-5．
請回答下列問題：
（1）上述4種溶液中水的電離程度由大到小的順序是

①＞②＞③＞④

（用序號表示）．
①和②兩種溶液中由水電離出的c（H⁺）之比為

10⁶：1

．
（2）將溶液①和②分別進行稀釋，測得稀釋后兩溶液的pH均為5，則加水量較多的是

①

（填序號，下同）．將②、③和④溶液分別加水稀釋10倍，pH變化最小的是

③

．
（3）向溶液①中加入少量鎂粉，聞到一股刺激性氣味．該反應的離子方程式為

Mg+2NH₄⁺=Mg²⁺+2NH₃↑+H₂↑

．
（4）取溶液③滴定20mL溶液④，滴定曲線如圖所示，則a點時溶液中各離子濃度的大小關系為

c（Na⁺）＞c（OH^-）＞c（CH₃COO^-）＞c（H⁺）

；b點時溶液中各離子濃度的大小關系為

c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）＞c（H⁺）=c（OH^-）

．

Answer 1

分析：（1）NH₄Cl水解呈酸性，促進水的電離，②③④可根據溶液中c（H⁺）或c（OH^-）的大小比較水的電離程度；
（2）NH₄Cl水解呈酸性，促進水的電離，醋酸為弱電解質，加水稀釋液促進電離；
（3）NH₄⁺水解呈酸性，與鎂反應生成氨氣，可促進NH₄⁺的水解；
（4）a點為等量的CH₃COONa和NaOH，b點呈中性．

解答：解：（1）NH₄Cl水解呈酸性，促進水的電離，③0.1mol?L^-1的醋酸溶液中c（H⁺）=

Ka?c

=

1.75

×10^-3mol/L＞10^-4mol/L，因此4種溶液中水的電離程度最大的是①，最小的是④，則順序為①＞②＞③＞④，①中由水電離出的c（H⁺）=10^-4mol/L，②中由水電離出的c（H⁺）=10^-10mol/L，二者比值為10^-4mol/L：10^-10mol/L=10⁶：1，
故答案為：①＞②＞③＞④；10⁶：1；
（2）NH₄Cl水解呈酸性，促進水的電離，將溶液①和②分別進行稀釋，測得稀釋后兩溶液的pH均為5，則加水量較多的是①；
醋酸為弱電解質，加水稀釋液促進電離，將②、③和④溶液分別加水稀釋10倍，pH變化最小的是③，
故答案為：①；③；
（3）NH₄⁺水解呈酸性，與鎂反應生成氨氣，可促進NH₄⁺的水解，加入鎂反應的離子方程式為Mg+2NH₄⁺=Mg²⁺+2NH₃↑+H₂↑，
故答案為：Mg+2NH₄⁺=Mg²⁺+2NH₃↑+H₂↑；
（4）a點為等量的CH₃COONa和NaOH，因此有c（Na⁺）＞c（OH^-）＞c（CH₃COO^-）＞c（H⁺），b點呈中性，根據溶液電荷守恒可知溶液中應存在c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CH₃COO^-）+c（OH^-），因此有c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）＞c（H⁺）=c（OH^-）．
故答案為：c（Na⁺）＞c（OH^-）＞c（CH₃COO^-）＞c（H⁺）；c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）＞c（H⁺）=c（OH^-）．

點評：本題考查較為綜合，涉及弱電解質的電離、鹽類的水解以及離子濃度大小比較，側重于學生的分析能力和計算能力的考查，注意把握弱電解質的電離特點，難度中等．