Question

【題目】常溫下，向濃度為0.1mol/L、體積為V L的氨水中逐滴加入一定濃度的鹽酸，用pH計測溶液的pH隨鹽酸的加入量而降低的滴定曲線，d點兩種溶液恰好完全反應．根據(jù)圖回答下列問題：
（1）該溫度時氨水的電離平衡常數(shù)K= ．
（2）比較b、c、d三點時的溶液中，水電離 的c（OH﹣）大小順序為 ．
（3）滴定時，由b點到c點的過程中，下列各選項中數(shù)值保持不變的有 ．
A.c（H+）c（OH﹣）
B.
C.
D.
（4）根據(jù)以上滴定曲線判斷下列說法正確的是（溶液中N元素只存在NH4+和 NH3H2O兩種形式） ．
A.點b所示溶液中：c（NH4+）+c（H+）=c（NH3H2O）+c（OH﹣）
B.點 c所示溶液中：c（Cl﹣）=c（NH3H2O）+c（NH4+）
C.點 d所示溶液中：c（Cl﹣）＞c（H+）＞c（NH4+）＞c（OH﹣）
D.滴定中可能有：c（NH3H2O）＞c（NH4+）＞c（OH﹣）＞c（Cl﹣）＞c（H+）
（5）滴定過程中所用鹽酸的pH= ， d點之后若繼續(xù)加入鹽酸至圖象中的e點（此時不考慮NH4+水解的影響），則e點對應的橫坐標為 ．

Answer 1

【答案】
（1）10﹣5
（2）d＞c＞b
（3）BCD
（4）D
（5）1；
【解析】解：（1）滴定前氨水中c（H+）=10﹣11mol/L，利用水的離子積得c（OH﹣）= mol/L=10﹣3mol/L，一水合氨的電離平衡常數(shù)K= = =10﹣5 ， 所以答案是：10﹣5；（2）在b點時，溶質為氨水和氯化銨，氨水的電離程度大于氯化銨的水解程度，溶液為堿性，對水的電離平衡起到抑制作用，在c點時，溶質為氨水和氯化銨，氨水的電離程度等于于氯化銨的水解程度，溶液為中性，對水的電離平衡無影響，在d點時，溶質為氯化銨，氯化銨發(fā)生水解，溶液為酸性，對水的電離平衡促進，所以b、c、d三點時的溶液中，水電離的c（OH﹣）大小順序是d＞c＞b，所以答案是：d＞c＞b；（3）A．溫度不變水的離子積常數(shù)不變，所以c（H+）c（OH﹣）不變，故A正確； B．由b點到c點的過程中，c（H+）不斷增大，c（OH﹣）不斷減小，所以 增大，故B錯誤； C. =Kb，溫度不變，電離平衡常數(shù)不變，故C正確； D．溫度不變，電離平衡常數(shù)及離子積常數(shù)不變， = = 不變，故D正確；故選BCD；（4）A．由圖象可知，點b反應后溶液是NH4C1與NH3H2O物質的量之比為1：1的混合物，溶液呈堿性，說明NH3H2O電離程度大于NH4C1的水解程度，由電荷守恒可知：c（C1﹣）+c（OH﹣）=c（NH4+）+c（H+），物料守恒為：2c（C1﹣）=c（NH4+）+c（NH3 ． H2O），質子守恒為：2c（OH﹣）+c（NH3 ． H2O）=c（NH4+）+2c（H+）；故A錯誤； B．由圖象可知，點c pH=7，即c（H+）=c（OH﹣），由電荷守恒可知：c（C1﹣）+c（OH﹣）=c（NH4+）+c（H+），故c（NH4+）=c（C1﹣）＞c（OH﹣）=c（H+），故B錯誤； C．由圖象可知，點d 體積相同，則恰好完全反應生成NH4C1，NH4C1水解溶液呈酸性，則c（C1﹣）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（OH﹣），故C錯誤； D．當NH3H2O較多，滴入的 HCl較少時，生成NH4C1少量，溶液中NH3H2O濃度遠大于NH4C1濃度，可能出現(xiàn)c（NH3H2O）＞c（NH4+）＞c（OH﹣）＞c（Cl﹣）＞c（H+），故D正確；所以答案是：D；（5）由圖象可知，點d體積相同，則恰好完全反應生成NH4C1，由NH3H2O～HCl得c（HCl）= =0.1mol/L，滴定過程中所用鹽酸的pH=1；設鹽酸的體積為XL，則過量的鹽酸為0.1mol/L×XL﹣0.1Vmol/L×VL，則c（H+）= =10﹣2mol/L，解得：X= ，所以答案是：1； ．