Question

（1）已知NaHA水溶液呈堿性．
①用離子方程式表示NaHA水溶液呈堿性的原因

HA^-+H₂O?H₂A+OH^-

②在NaHA水溶液中各離子濃度的大小關(guān)系是

c（Na⁺）＞c（HA^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）＞c（A^2-）

（2）在25℃下，向濃度均為0.1mol?L^-1的MgCl₂和CuCl₂混合溶液中逐滴加入氨水，先生成

Cu（OH）₂

沉淀（填化學(xué)式），生成該沉淀的離子方程式為

Cu²⁺+2NH₃?H₂O═Cu（OH）₂↓+2NH₄⁺

．（已知25℃時K_sp[Mg（OH）₂]=1.8×10^-11，K_sP[Cu（OH）₂]=2.2×10^-20）
（3）在25℃下，將a mol?L^-1的氨水與0.01mol?L^-1的鹽酸等體積混合，反應(yīng)平衡時溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-），則溶液顯

中

性（填“酸”“堿”或“中”）；用含a的代數(shù)式表示NH₃?H₂O的電離常數(shù)K_b=

10-9

a-0.01

．

Answer 1

分析：（1）①溶液呈堿性說明酸式酸根離子電離的程度小于水解程度，水解導(dǎo)致氫氧根離子濃度大于氫離子濃度而使溶液呈堿性；
②根據(jù)溶液的酸堿性結(jié)合電荷守恒分析；
（2）根據(jù)溶度積常數(shù)確定先沉淀的物質(zhì)，溶度積常數(shù)越小的物質(zhì)越先沉淀，銅離子和氨水反應(yīng)生成氫氧化銅和銨根離子；
（3）根據(jù)電荷守恒判斷銨根離子濃度和氯離子濃度相對大小，根據(jù)溶液的pH值計(jì)算溶液中c（OH^-），根據(jù)氯離子濃度計(jì)算c（NH₄⁺），利用物料守恒計(jì)算溶液中c（NH₃?H₂O），代入NH₃?H₂O的電離常數(shù)表達(dá)式計(jì)算．

解答：解：（1）①溶液呈堿性說明酸式酸根離子電離的程度小于水解程度，水解導(dǎo)致氫氧根離子濃度大于氫離子濃度而使溶液呈堿性，水解方程式為：HA^-+H₂O?H₂A+OH^-；
故答案為：HA^-+H₂O?H₂A+OH^-；
②NaHA水溶液呈堿性說明HA^-的水解程度大于電離程度，鈉離子不水解，所以離子濃度最大，HA^-的電離和水解都較微弱，溶液呈堿性，則c（OH^-）＞c（H⁺），溶液中氫離子由水和HA^-電離得到，所以c（H⁺）＞c（A^2-）
，故離子濃度大小順序是c（Na⁺）＞c（HA^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）＞c（A^2-），
故答案為：c（Na⁺）＞c（HA^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）＞c（A^2-）；
（2）溶度積常數(shù)越小的物質(zhì)越先沉淀，氫氧化銅的溶度積小于氫氧化鎂的溶度積，所以氫氧化銅先沉淀，銅離子和氨水反應(yīng)生成氫氧化銅沉淀和銨根離子，離子方程式為Cu²⁺+2NH₃?H₂O?Cu（OH）₂↓+2NH₄⁺，
故答案為：Cu（OH）₂；Cu²⁺+2NH₃?H₂O?Cu（OH）₂↓+2NH₄⁺；
（3）溶液中存在電荷守恒，c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），由于c（NH₄⁺）=c（Cl^-），故c（H⁺）=c（OH^-），溶液呈中性，故溶液中c（OH^-）=10^-7mol/L，溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=

1

2

×0.01mol?L^-1=0.005mol?L^-1，故混合后溶液中c（NH₃．H₂O）=

1

2

×amol?L^-1-0.005mol?L^-1=（0.5a-0.005）mol/L，NH₃?H₂O的電離常數(shù)K_b=

10-7×0.005

0.5a-0.005

=

10-9

a-0.01

，
故答案為：中；

10-9

a-0.01

．

點(diǎn)評：本題考查了離子濃度大小的比較、電離平衡常數(shù)的計(jì)算等知識點(diǎn)，難點(diǎn)是（3）計(jì)算電離平衡常數(shù)，根據(jù)其公式來分析解答，難度中等．