Question

8．常溫下，向20mL某濃度的鹽酸中逐滴加入0.1mol．L^-1的氨水，溶液pH的變化與加入氨水的體積關系如圖所示，下列敘述正確的是（　�。�

• A． 用0.1mol/LNa0H溶液代替氨水滴定鹽酸達到點②時所消耗的Na0H的體積也是VmL
• B． 從開始滴定后的任意一點：溶液中一定存在c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-）
• C． 從點①到點③的滴定過程中：水的電離程度都增大
• D． 在點②所示溶液中：c（Cl^-）=c（NH₄⁺）＞c（H⁺），且V=20

Answer 1

分析 A．在點②所示溶液中溶液的PH=7，溶液中c（H⁺）=c（OH^-），溶液呈電中性，所以c（Cl^-）=c（NH₄⁺）；氯化銨是強酸弱堿鹽溶液呈酸性，要使溶液呈堿性，氨水的物質的量應該稍微大一些，即V＞20，用0.1mol/LNa0H溶液代替氨水，強酸強堿完全反應溶液顯中性；
B．溶液中存在電荷守恒分析；
C．點①是鹽酸溶液，溶液的PH=1，HCl是強電解質完全電離對水已到抑制作用，反應過程中隨反應進行，酸堿中和到恰好反應生成氯化銨，溶液中銨根離子水解促進水的電離，水的電離增大，點③所示溶液氨水過量溶液呈堿性，能抑制水的電離；
D．一水合氨是弱堿，向20mL某濃度的鹽酸中逐滴加入0.1mol．L^-1的氨水，等濃度等體積混合恰好生成氯化銨溶液顯酸性，一水合氨體積稍大于20mL．

解答 解：A．在點②所示溶液中溶液的PH=7，溶液中c（H⁺）=c（OH^-），溶液呈電中性，所以c（Cl^-）=c（NH₄⁺）；氯化銨是強酸弱堿鹽溶液呈酸性，要使溶液呈堿性，氨水的物質的量應該稍微大一些，即V＞20，用0.1mol/LNa0H溶液代替氨水，強酸強堿完全反應溶液顯中性，用0.1mol/LNa0H溶液代替氨水滴定鹽酸達到點②時所消耗的Na0H的體積小于VmL，故A錯誤；
B．從開始滴定后的任意一點：溶液中一定存在電荷守恒：c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），故B正確；
C．無論酸溶液還是堿溶液都抑制水的電離，點①是鹽酸溶液，溶液的PH=1，HCl是強電解質完全電離對水已到抑制作用，反應過程中隨反應進行，酸堿中和到恰好反應生成氯化銨，溶液中銨根離子水解促進水的電離，水的電離增大，點③所示溶液氨水過量溶液呈堿性，能抑制水的電離，從點①到點③的滴定過程中：水的電離程度不都增大，故C錯誤；
D．在點②所示溶液中，溶液的PH=7，溶液中c（H⁺）=c（OH^-），溶液呈電中性，所以c（Cl^-）=c（NH₄⁺）；氯化銨是強酸弱堿鹽溶液呈酸性，要使溶液呈堿性，氨水的物質的量應該稍微大一些，即V＞20，故D錯誤．
故選B．

點評 本題考查了圖象分析，酸堿滴定實驗過程中酸堿性判斷，主要是溶液中電荷守恒、水的電離影響因素等知識點，掌握基礎是解題關鍵．