Question

【題目】根據水溶液中離子平衡原理回答下列問題：

I.明礬的化學式為____，明礬可用作凈水劑，用離子方程式表示明礬的凈水原理____

II.常溫下有濃度均為0.01mol/L的下列溶液①HNO3 ②H2S ③ NaOH ④NH3·H2O ⑤NH4Cl ⑥NH4HSO4 ⑦ NaCl。回答下列問題：

(1)①②③⑤五中溶液中由水電離出的H+的濃度由大到小的順序為______（用序號表示，下同）

(2)④⑤⑥三種溶液中NH4+濃度由大到小的順序為__________________；

(3)①③④⑤⑥⑦六種溶液pH由大到小的順序為_________________；

(4)等體積的③④分別與同濃度的鹽酸反應至均呈中性，消耗鹽酸的體積③_____④（填“大于”、“小于”、或“等于”）

(5)10mL ③與20mL⑤混合后，溶液呈_____性（填“酸”、“堿”或“中”），混合溶液中離子濃度由大到小的順序為______。

Answer 1

【答案】KAl(SO4)212H2O Al3++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+ ⑤>②>①=③ ⑥>⑤>④ ③>④>⑦>⑤>①>⑥ 大于 堿 c(Cl-)>c(NH4+)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+)

【解析】

I.明礬是十二水合硫酸鋁鉀，由于硫酸鋁鉀是強酸弱堿鹽，在溶液中Al3+發(fā)生水解反應產生氫氧化鋁膠體，用鹽的水解規(guī)律分析判斷；

II.(1)根據酸、堿對水的電離平衡起抑制作用，強酸弱堿鹽水解促進水的電離；等濃度的H+、OH-對水的電離抑制程度相同分析判斷；

(2)鹽是強電解質，鹽電離產生的離子濃度遠大于弱電解質電離產生的離子濃度。NH4+在溶液中存在水解平衡，根據平衡移動原理，分析三種溶液中銨根離子濃度大��；

(3)溶液的酸性越強，pH越小，溶液的堿性越強，pH越大，結合pH=-lg c(H+)分析；

(4)結合生成鹽是否水解判斷消耗鹽酸的體積；

(5)③是NaOH ⑤NH4Cl ，將二者按10mL ：20mL混合后發(fā)生反應，得到等物質的量濃度的NH3·H2O和NH4Cl、NaCl的的混合液，結合鹽的水解及弱電解質電離程度分析比較溶液的酸堿性及離子濃度大小。

I.明礬是十二水合硫酸鋁鉀，其化學式為KAl(SO4)212H2O；由于硫酸鋁鉀是強酸弱堿鹽，在溶液中Al3+會發(fā)生水解反應，產生氫氧化鋁膠體，水解的離子方程式為：Al3++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+；膠體表面積大，吸附力強，可吸附水中懸浮的固體，使之形成沉淀，從而具有凈水作用；

II.(1)水存在電離平衡：H2OH++OH-，外加酸或堿，會對水的電離平衡起抑制作用，0.01mol/L的①HNO3是一元強酸，電離產生的c(H+)=0.01mol/L；②H2S是二元弱酸，電離產生的c(H+)<0.01mol/L；③NaOH是一元強堿，電離產生的c(OH-)=0.01mol/L；根據水的電離平衡可知，這三種溶液對水的電離平衡起抑制作用，使水電離程度減小，離子濃度越大，抑制作用就越強，水電離產生的氫離子濃度就越��；而⑤NH4Cl是強酸弱堿鹽，電離產生的NH4+發(fā)生水解：NH4++H2ONH3·H2O+H+，水解消耗水電離產生的OH-，促進水的電離平衡正向移動， 水電離產生的氫離子濃度增大，所以這幾種溶液中由水電離出的H+的濃度由大到小的順序為⑤>②>①=③；

(2)④NH3·H2O是弱電解質，在溶液中存在電離平衡：NH3·H2O NH4++ OH-，電離產生的NH4+離子濃度遠小于電解質的濃度；⑤NH4Cl ⑥NH4HSO4都是鹽，電離產生的NH4+在溶液中存在水解平衡，NH4++H2ONH3·H2O+H+，由于NH4HSO4還會電離產生H+，對銨根的水解起抑制作用，使銨根離子水解程度減小，所以NH4+的濃度⑥>⑤>④；

(3)濃度均為0.01mol/L的①HNO3，pH=2；③NaOH是一元強堿，pH=12；④NH3·H2O是一元弱堿，7<pH<12；⑤NH4Cl 是強酸弱堿鹽，水解使溶液顯酸性，所以pH<7，⑥NH4HSO4電離方程式為NH4HSO4=NH4++H++SO42-，相當于在一元強酸溶液中加入了等濃度的銨根離子，所以酸性比一元強酸強，⑦NaCl是強酸強堿鹽，不水解，溶液顯中性，所以六種溶液pH由大到小的順序為③>④>⑦>⑤>①>⑥；

(4)③NaOH ④NH3·H2O的濃度相等，若完全中和，消耗等濃度的鹽酸的體積也相等，但NH3·H2O與HCl反應產生的鹽NH4Cl水解使溶液顯酸性，而NaOH與鹽酸反應產生的NaCl不水解，所以要使反應后溶液顯中性，則NH·H2O消耗的鹽酸的物質的量少，由于鹽酸濃度相等，因此消耗鹽酸的體積③>④；

(5)③是NaOH溶液 ⑤NH4Cl溶液 ，將二者按10mL：20mL混合后發(fā)生反應NaOH+NH4Cl=NH3·H2O+NaCl，根據方程式可知二者反應時物質的量的比是1:1，由于加入NaOH是10mL，NH4Cl是20mL，二者的濃度相等，所以NH4Cl溶液過量，最終得到等物質的量濃度的NH3·H2O和NH4Cl、NaCl的混合液，由于NH3·H2O的電離作用大于NH4Cl的水解作用，c(OH-)>c(H+)，所以溶液顯堿性；根據物料守恒可得c(Cl-)=2c(Na+)；NH3·H2O電離產生NH4+，溶液中的NH4+由NH4Cl和NH3·H2O電離產生；導致溶液中c(NH4+)> c(Na+)，由于鹽NaCl是強電解質，鹽電離產生的離子濃度c(Na+)大于NH3·H2O電離產生的c(OH-)，所以該混合溶液中各種離子濃度大小關系為：c(Cl-)>c(NH4+)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+)。