Question

在25℃時，對于0.1mol?L^-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

c(NH+)

c(NH3?H2O)

將

增大

（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pH

小于

7（填“大于”、“小于”或“等于”），用離子方程式表示其原因

NH₄⁺+H₂ONH₃?H₂O+H⁺

，此時溶液中各離子濃度由大到小的順序為

c（NH₄⁺）＞c（SO₄^2- ）＞c（H⁺）＞c（OH^-）

．
（3）若向氨水中加入0.05mol?L^-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V₁

大于

V₂（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

c（NH₄⁺）+c（H⁺）=2c（SO₄^2- ）+c（OH^-）

．

Answer 1

分析：（1）根據加入少量硫酸銨固體后，溶液中的銨根離子的濃度判斷；
（2）根據生成的鹽的類型判斷PH值，根據鹽類水解判斷離子濃度大小；
（3）根據弱電解質的性質判斷溶液體積大小，根據電荷守恒寫出表達式．

解答：解：（1）由于（NH₄）₂SO₄=2NH₄⁺+SO₄^2-，溶液中NH₄⁺濃度增大，故答案為：增大．
（2）pH=1的硫酸溶液，C（ H ⁺）=0.1mol?L^-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（SO₄^2-）=2：1，但水解是較弱的，所以c（NH₄⁺）＞c（SO₄^2- ）；溶液呈酸性，所以c（H⁺）＞c（OH^-）；
故答案為：小于；NH₄⁺+H₂O

水解

NH₃?H₂O+H⁺；c（NH₄⁺）＞c（SO₄^2- ）＞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×N_A×1+c（H⁺）V×N_A×1=c（SO₄^2- ）V×N_A×2+c（OH^-）V×N_A×1，化簡得c（NH₄⁺）+c（H⁺）=2c（SO₄^2- ）+c（OH^-）
故答案為：大于；c（NH₄⁺）+c（H⁺）=2c（SO₄^2- ）+c（OH^-）．

點評：本題考查的是弱電解質的電離及離子濃度大小的比較，在判斷能水解的鹽溶液中離子濃度大小時，首先要明確鹽的電離是強烈的，水解是微弱的，其次要明確多元弱酸鹽的水解是分步進行的，主要是第一步水解，最后不要忘記水的電離．