Question

【題目】氨水是氨氣的水溶液，主要用作化肥。現有25℃時0.1 mol/L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，此時溶液中的c(NH4+)_________，溶液的pH_________(填“增大”“減小”“不變”)。

(2)若向氨水中加入稀硫酸，使其恰好中和，寫出反應的離子方程式：____________；所得溶液的pH_________7(填“>”、“<”或“=”)，用離子方程式表示其原因________。

(3)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，則所得溶液中各離子的物質的量濃度由大到小的順是_______

(4)實驗室可用向濃氨水中加入CaO的方法制取氨氣，從氨水中存在的平衡入手分析產生NH3的原因：__________

Answer 1

【答案】增大 減小 NH3·H2O+H+=NH4++H2O < NH4++H2ONH3·H2O+H+ c(H+)>c(SO42-)>c(NH4+)>c(OH-) NH3(g)+H2O(l)NH3·H2O(aq)NH4+(aq)+ OH-(aq)，加入CaO后溫度升高，OH-濃度增大，平衡逆向移動，NH3逸出

【解析】

(1)硫酸銨電離出NH4+而導致溶液中c(NH4+)增大，結合一水合氨電離平衡分析溶液中c(OH-)，再根據水的離子積常數及pH與溶液中c(H+)關系分析判斷；

(2)根據酸、堿發生中和反應的物質的量關系，結合電解質強弱書寫離子方程式，產生的鹽(NH4)2SO4是強酸弱堿鹽，利用鹽的水解規律，結合溶液中c(OH-)、c(H+)關系分析；

(3)pH=1的硫酸中c(H+)=0.1 mol/L，二者等體積混合，恰好完全反應生成硫酸氫銨，結合鹽的電離、銨根離子水解可知導致溶液呈酸性，分析比較溶液中離子濃度關系；

(4)根據CaO與水反應，消耗溶劑，反應放出熱量，從溫度、物質的濃度改變分析平衡移動。

(1)氨水是氨氣的水溶液，存在電離平衡：NH3·H2ONH4++H+，向氨水中加入(NH4)2SO4，鹽電離產生NH4+，使溶液中c(NH4+)增大，對電離平衡起抑制作用，導致NH3·H2O電離程度減小，最終達到平衡時溶液中c(OH-)減小，由于溫度不變，Kw不變，所以溶液中c(H+)增大，由于pH=-lgc(H+)，所以溶液pH減小；

(2)向氨水中加入硫酸，二者發生中和反應產生(NH4)2SO4和水，反應的離子方程式為：NH3·H2O+H+=NH4++H2O；由于(NH4)2SO4是強酸弱堿鹽，在溶液中NH4+發生水解反應：NH4++H2ONH3·H2O+H+，破壞了水的電離平衡，最終達到平衡時溶液中c(H+)>c(OH-)溶液顯酸性，所以溶液的pH<7；

(3)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，則二者恰好發生反應產生NH4HSO4，鹽在溶液中發生電離作用：NH4HSO4=NH4++H++SO42-，在溶液中NH4+發生水解反應：NH4++H2ONH3·H2O+H+，使c(NH4+)減小，小于c(SO42-)；c(H+)增大，大于c(SO42-)；根據水的離子積常數不變，可知c(OH-)減小，而c(SO42-)不變，鹽電離作用遠大于水電離作用，所以c(NH4+)>c(OH-)；故溶液中各種離子濃度關系為：c(H+)>c(SO42-)>c(NH4+)>c(OH-)；

(4)氨水中存在平衡：NH3(g)+H2O(l)NH3·H2ONH4++H+，向其中加入CaO，會發生反應：CaO+H2O=Ca(OH)2，消耗溶劑水，使平衡逆向移動，CaO與水的反應是放熱反應，會使溶液溫度升高，加快NH3·H2O分解放出NH3；且Ca(OH)2是強堿，電離產生OH-，使溶液中c(OH-)增大，也會使平衡逆向移動，導致NH3逸出。