Question

8．25℃時，將0.0lmol•L^-1的鹽酸與b mol•L^-1的氨水等體積混合，反應后溶液呈中性（忽略溶液混合后體積的變化）．下列說法不正確的是（　　）

• A． 此時水的電離程度并不是最大
• B． 混合溶液中的離子濃度：c（NH₄⁺）=c（Cl^-）＞c（H⁺）=c（OH^-）
• C． 此時溶液中NH₃•H₂O的濃度為$\frac{1}{2}$（b-0.01）mol．L^-1
• D． 用含b的代數(shù)式不能表示25℃時NH₃•H₂O的電離常數(shù)

Answer 1

分析 A．當氨水與鹽酸恰好反應時生成氯化銨溶液，銨根離子水解促進了水的電離，此時水的電離程度最大，溶液顯示酸性；
B．溶液顯中性，則c（H⁺）=c（OH^-），根據(jù)電荷守恒分析各離子濃度大��；
C．溶液中（Cl^-）=0.005mol/L，c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L，已知電荷守恒c（H⁺）+c（NH₄⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），則c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=0.005mol/L，c（NH₃•H₂O）=$\frac{2}$mol/L-c（NH₄⁺）=$\frac{b-0.01}{2}$mol/L=$\frac{1}{2}$（b-0.01）mol/L，c（OH^-）=10^-7mol/L；
D．根據(jù)C可知c（H⁺）、c（OH^-）、c（NH₃•H₂O），然后根據(jù)K_b=$\frac{c（N{{H}_{4}}^{+}）•c（O{H}^{-}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$可計算25℃時NH₃•H₂O的電離常數(shù)．

解答 解：A．在一水合氨與氯化氫恰好反應生成氯化銨溶液時，銨根離子在溶液中部分水解，促進了水的電離，水的電離程度最大，溶液顯示酸性，當溶液顯示中性時，氨水稍稍過量，水的電離程度小于二者恰好反應時水的電離程度，故A錯誤；
B．已知電荷守恒c（H⁺）+c（NH₄⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），溶液顯中性，則c（H⁺）=c（OH^-），所以c（NH₄⁺）=（Cl^-），此時溶液中離子濃度大小為：c（NH₄⁺）=c（Cl^-）＞c（H⁺）=c（OH^-），故B正確；
C．．溶液中（Cl^-）=0.005mol/L，c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L，已知電荷守恒c（H⁺）+c（NH₄⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），則c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=0.005mol/L，c（NH₃•H₂O）=$\frac{2}$mol/L-c（NH₄⁺）=$\frac{b-0.01}{2}$mol/L=$\frac{1}{2}$（b-0.01）mol/L，故C正確；
D．溶液中（Cl^-）=0.005mol/L，c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L，c（NH₃•H₂O）=$\frac{1}{2}$（b-0.01）mol/L，c（OH^-）=10^-7mol/L，則K_b=$\frac{c（N{{H}_{4}}^{+}）•c（O{H}^{-}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$=$\frac{0.05×1×1{0}^{-7}}{\frac{1}{2}（b-0.01）}$=$\frac{1{0}^{-9}}{b-0.01}$，故D錯誤；
故選D．

點評 本題考查了酸堿混合的定性判斷及定量計算，題目難度稍大，明確溶液中的電荷守恒、電離常數(shù)的計算是解答本題關鍵，注意把握溶液酸堿性與溶液pH的關系，試題培養(yǎng)了學生的分析、理解能力及化學計算能力．