Question

室溫下，將1.000mol?L^-1鹽酸滴入20.00mL 1.000mol?L^-1氨水中，溶液pH和溫度隨加入鹽酸體積變化曲線如圖所示．下列有關說法正確的是（　�。�

• A、a點由水電離出的c（H⁺）＜1.0×10^-14mol/L
• B、b點：n（NH₄⁺）+n（NH₃?H₂O）＞n（Cl^-）
• C、b點時加入的鹽酸體積小于20.00mL，而c點時加入的鹽酸體積大于20.00mL
• D、d點后，溫度略下降的主要原因是生成的NH₄Cl水解吸熱

Answer 1

考點：酸堿混合時的定性判斷及有關ph的計算

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：A．根據(jù)酸堿滴定過程的圖中a點的pH值來分析溶液中離子的濃度；
B．b點時pH＞7，鹽酸和氨水反應，氨水過量，反應后溶質(zhì)為氯化銨和氨水；
C．b點時加入的鹽酸體積小于20.00mL，c點時加入的鹽酸體積小于20.00mL；
D．根據(jù)d點鹽酸和氨水恰好完全反應，放熱最多分析．

解答： 解：A．因a點7＜pH＜14，因此水電離出的c（H⁺）＞1.0×10^-14mol?L^-1，故A錯誤；
B．鹽酸和氨水反應，溶液呈中性，則c（H⁺）=c（OH^-），根據(jù)電荷守恒可知c（Cl^-）=c（NH₄⁺），b點時pH＞7，則氨水過量，c（NH₄⁺）+c（NH₃?H₂O）＞c（Cl^-），因同一溶液，溶液體積相同，所以n（NH₄⁺）+n（NH₃?H₂O）＞n（Cl^-），故B正確；
C．C點溶液呈中性，則c（H⁺）=c（OH^-），氯化銨是強酸弱堿鹽，其水溶液呈酸性，要使其水溶液呈中性，則氨水應該稍微過量，所以消耗鹽酸的體積V＜20 mL，b點時pH＞7，則氨水過量更多，b點時加入的鹽酸體積小于20.00mL，故C錯誤；
D．d點時鹽酸和氨水恰好完全反應，放熱最多，再加鹽酸溫度降低只能是加入鹽酸的溫度低于溶液溫度，這才是溫度下降的原因，故D錯誤；
故選B．

點評：本題考查水溶液中的電離平衡以及酸堿中和滴定，明確滴定曲線中各點的pH是解答的關鍵，并學會利用物料守恒、電荷守恒來解答此類習題，題目難度中等．