Question

2．已知某溶液中只存在OH^-、H⁺、NH₄⁺、Cl^-四种离子，某同学推测该溶液中各离子浓度大小顺序可能有如下四种关系：
A．c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）
B．c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
C．c（Cl^-）＞c（H⁺）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）
D．c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
（1）若溶液中只溶解了一种溶质，该溶质是氯化铵，上述离子浓度大小顺序关系中正确的是（选填序号）A．
（2）若上述关系中D是正确的，混合后溶液中的溶质为NH₄Cl、NH₃•H₂O．
（3）25℃时，将a mol•L^-1的氨水与b mol•L^-1盐酸等体积混合，反应后溶液恰好显中性，则混合前a＞b（填“＞”、“＜”、或“=”），用a、b表示NH₃•H₂O的电离平衡常数为$\frac{b×1{0}^{-7}}{a-b}$．

Answer 1

分析 （1）任何电解质溶液中都存在OH^-、H⁺，如果溶液中只存在一种溶质，根据溶液中存在的离子知，溶质只能是氯化铵，NH₄⁺水解导致其溶液呈酸性，但水解程度较小；
（2）若上述关系中④是正确的，c（OH^-）＞c（H⁺）则溶液呈碱性，氯化铵溶液呈酸性，要使混合溶液呈碱性，则溶液中溶质为一水合氨和氯化铵；
（3）溶液显中性，所以c（H⁺）=c（OH^-），溶液的电荷守恒可得：c（H⁺）+c（NH₄⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），故c（NH₄⁺）=c（Cl^-），氯化铵是强酸弱碱盐其水溶液呈酸性，要使氯化铵溶液呈中性，则氨水应稍微过量；电离常数只与温度有关，结合电离常数K_b=$\frac{c（N{{H}_{4}}^{+}）c（O{H}^{-}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$计算．

解答 解：（1）溶液中只存在OH^-、H⁺、NH₄⁺、Cl^-四种离子，任何水溶液中均存在OH^-和H⁺，所以去掉OH^-和H⁺，剩下的离子就是溶质产生的，因此①中溶质为氯化铵
可能为NH₄Cl溶液，因NH₄⁺水解而显酸性，溶液中离子浓度大小顺序为c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），
故答案为：氯化铵；A；
（2）若上述关系中④是正确的，c（OH^-）＞c（H⁺）则溶液呈碱性，氯化铵溶液呈酸性，要使混合溶液呈碱性，溶液中一水合氨电离程度大于铵根离子水解程度，所以该溶液中溶质为NH₄Cl、NH₃•H₂O，
故答案为：NH₄Cl、NH₃•H₂O；
（3）将a mol•L^-1的氨水与b mol•L^-1的盐酸等体积混合，反应后溶液显中性，氨水过量，则混合前a＞b，溶液显中性，所以c（H⁺）=c（OH^-），溶液的电荷守恒可得：c（H⁺）+c（NH₄⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），故c（NH₄⁺）=c（Cl^-），溶液中c（OH^-）=1×10^-7mol/L，溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=$\frac{b}{2}$mol/L，混合后反应前c（NH₃•H₂O）=$\frac{a}{2}$mol/L，则反应后c（NH₃•H₂O）=（$\frac{a}{2}$-$\frac{b}{2}$）mol/L，
则k=$\frac{c（N{{H}_{4}}^{+}）c（O{H}^{-}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$=$\frac{\frac{b}{2}×1×1{0}^{-7}}{\frac{a}{2}-\frac{b}{2}}$=$\frac{b×1{0}^{-7}}{a-b}$．
故答案为：＞；$\frac{b×1{0}^{-7}}{a-b}$．

点评 本题以离子浓度大小比较为载体考查溶液中溶质判断，明确溶质的性质是解本题关键，再结合离子浓度相对大小确定溶质，熟练掌握离子浓度大小比较方法，题目难度中等．