Question

5．常溫下，向20mL的某稀鹽酸中滴入0.1mol•L^-1的氨水，溶液中由水電離出的氫離子濃度隨滴人氨水體積的變化如圖．下列分析不正確的是（　�。�

• A． V₂=20 mL
• B． d點溶液中：c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）
• C． b點溶液中：c（H⁺）=c（OH^-）
• D． 該稀鹽酸的濃度為0.1 mol•L^-1

Answer 1

分析 未加氨水時鹽酸中水電離出的c（H⁺）=10^-13 mol/L，則鹽酸溶液中c（H⁺）=$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-13}}$mol/L=0.1mol/L，所以鹽酸的濃度為0.1 mol•L^-1；
A．d點水電離程度最大，說明此時銨根離子濃度最大，對水的電離促進程度最大；
B．d點溶液顯酸性，結合電荷守恒分析；
C．b點溶液中水電離出的c（H⁺）=10^-7 mol/L，溶液顯中性；
D．由分析可知，稀鹽酸的濃度為0.1 mol•L^-1．

解答 解：未加氨水時鹽酸中水電離出的c（H⁺）=10^-13 mol/L，則鹽酸溶液中c（H⁺）=$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-13}}$mol/L=0.1mol/L，所以鹽酸的濃度為0.1 mol•L^-1；
A．d點水電離程度最大，說明此時銨根離子濃度最大，對水的電離促進程度最大，所以兩者恰好完全反應生成氯化銨，而鹽酸的濃度為0.1mol/L，氨水的濃度是0.1mol/L，所以氨水的體積也是20ml，即V=20，故A正確；
B．d點所示溶液是氯化銨溶液，溶液顯酸性c（H⁺）＞c（OH^-），溶液中電荷守恒：c（H⁺）+c（NH₄⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），所以d點溶液中：c（NH₄⁺）＜c（Cl^-），故B錯誤；
C．b點溶液中水電離出的c（H⁺）=10^-7 mol/L，溶液顯中性，則c（OH^-）=c（H⁺），故C正確；
D．由分析可知，稀鹽酸的濃度為0.1 mol•L^-1，故D正確．
故選B．

點評 本題考查酸堿混合溶液定性判斷，題目難度中等，側重考查學生分析判斷及計算能力，明確圖中曲線上各點溶質(zhì)成分及其性質(zhì)、以及溶液中的守恒關系關系是解本題關鍵．