Question

現(xiàn)有25℃時0.1mol?L^-1的氨水和0.1mol?L^-1的NaOH溶液，若向各20mL的氨水和NaOH溶液中分別滴加0.1mol?L^-1的稀鹽酸，滴定曲線如圖所示，請回答以下問題．
（1）為減少誤差，滴定氨水時宜選用

 

作為指示劑；
（2）計算25℃時此氨水的電離度α（NH₃?H₂O）=

 

；
（3）分析滴定曲線，下列說法正確的是

 

．
A．滴定氨水曲線中a點時：c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）
B．滴定過程中的任何一點均有：c（Cl^-）+c（OH^-）=c（NH₄⁺）+c（H⁺）
C．當?shù)蔚絧H=7時，滴定氨水消耗的V（鹽酸）＜20mL，滴定NaOH消耗的V（鹽酸）=20mL
D．當?shù)味ò彼�消耗的V（鹽酸）≥120mL時，一定有c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）
（4）當在濃度均為0.3mol?L^-1的氨水和氯化銨混合溶液中滴加少量稀鹽酸或稀NaOH溶液，發(fā)現(xiàn)溶液的pH幾乎不變，其原因是

 

．

Answer 1

考點：中和滴定

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：（1）根據(jù)強酸與弱堿反應生成了強酸弱堿鹽，溶液呈酸性，應選擇酸性變色范圍內的指示劑；
（2）根據(jù)曲線數(shù)據(jù)利用水的離子積常數(shù)求出C（OH^-），結合NH₃?H₂?NH₄⁺+OH^-求出已電離氨水的濃度，再根據(jù)α=

C(已電離的分子)

C(總分子)

來解答；
（3）A．根據(jù)溶液中電荷守恒和溶液呈堿性來分析；
B．根據(jù)溶液中電荷守恒來分析；
C．根據(jù)鹽酸和NaOH溶液恰好反應時，生成強酸強堿鹽，溶液呈中性；鹽酸和氨水恰好反應時，生成強酸弱堿鹽，溶液呈酸性來分析；
D．當?shù)味ò彼�消耗的V（鹽酸）≥120mL時，溶液呈酸性，溶質可能是NH₄Cl或NH₄Cl和HCl來解答；
（4）根據(jù)氫離子、氫氧根離子對平衡：NH₄⁺+H₂O?NH₃?H₂O+H⁺的影響來解答．

解答： 解：（1）稀鹽酸與氨水反應生成了氯化銨，氯化銨是強酸弱堿鹽，溶液呈酸性，應選擇酸性變色范圍內的指示劑，故選甲基橙，故答案為：甲基橙；
（2）25℃時此氨水中C（H⁺）=1×10^-11 mol/L，則C（OH^-）=

1×10-14

1×10-11

mol/L=10^-3mol/L，即已電離氨水的濃度為10^-3mol/L，所以氨水的電離度α（NH₃?H₂O）=

10-3mol/L

0.1mol/L

×100%=1%，故答案為：1%；
（3）A．由電荷守恒：c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），溶液呈堿性：C（OH^-）＞c（H⁺），c（Cl^-）＜c（NH₄⁺），故A錯誤；
B．滴定過程中的任何一點均，存在電荷守恒：c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），故B正確；
C．鹽酸和氨水恰好反應時，生成強酸弱堿鹽，溶液呈酸性，鹽酸和NaOH溶液恰好反應時，生成強酸強堿鹽，溶液呈中性，所以當?shù)蔚絧H=7時，滴定氨水消耗的V（鹽酸）＜20mL；滴定NaOH消耗的V（鹽酸）=20mL，故C正確；
D．當?shù)味ò彼�消耗的V（鹽酸）≥120mL時，溶液呈酸性，溶質可能是NH₄Cl或NH₄Cl和HCl，所以c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）或c（Cl^-）＜c（NH₄⁺），故D錯誤；
故選：B、C；
（4）溶液中存在平衡：NH₄⁺+H₂O?NH₃?H₂O+H⁺，當向混合液中加入少量酸溶液時，平衡向左移動，c（H⁺）增加不大；當向溶液中加入少量堿溶液時，平衡向右移動，c（OH^-）增加不大，因此，當加入少量酸或堿時溶液的pH幾乎不變，
故答案為：溶液中存在平衡：NH₄⁺+H₂O?NH₃?H₂O+H⁺，當向混合液中加入少量酸溶液時，平衡向左移動，c（H⁺）增加不大；當向溶液中加入少量堿溶液時，平衡向右移動，c（OH^-）增加不大，因此，當加入少量酸或堿時溶液的pH幾乎不變．

點評：本題考查酸堿混合的定性判斷和計算，題目難度中等，本題注意把握弱電解質的電離特點，易錯點為C，注意酸堿中和滴定的實驗原理．