Question

【題目】在25℃時，向50.00mL未知濃度的氨水中逐滴加入0.5mol·L-1的HC1溶液。滴定過程中，溶液的pOH[pOH=－lgc(OH-)]與滴入HCl溶液體積的關系如圖所示，則下列說法中正確的是

A. 圖中②點所示溶液的導電能力弱于①點

B. ③點處水電離出的c(H+)=1×10-8mol·L-1

C. 圖中點①所示溶液中，c(C1-)>c(NH4+)>c(OH-)>c(H+)

D. 25℃時氨水的Kb約為5×10-5.6mo1·L-1

Answer 1

【答案】D

【解析】

A.向50.00mL未知濃度的氨水中逐滴加入0.5mol·L-1的HC1，鹽酸和氨水恰好完全反應生成氯化銨和水，氯化銨中銨根水解顯酸性，因而②（pH=7）時，氨水稍過量，即反應未完全進行，從①到②，氨水的量減少，氯化銨的量變多，又溶液導電能力與溶液中離子濃度呈正比，氯化銨為強電解質，完全電離，得到的離子（銨根的水解不影響）多于氨水電離出的離子（氨水為弱堿，少部分NH3·H2O發(fā)生電離），因而圖中②點所示溶液的導電能力強于①點，A錯誤；

B.觀察圖像曲線變化趨勢，可推知③為鹽酸和氨水恰好完全反應的點，得到氯化銨溶液，鹽類的水解促進水的電離，因而溶液pOH=8，則c溶液(OH-)=10-8mol/L，c水(OH-)= c水(H+)=Kw/ c溶液(OH-)=10-6mol/L，B錯誤；

C.①點鹽酸的量是③點的一半，③為恰好完全反應的點，因而易算出①點溶液溶質為等量的NH3·H2O和NH4Cl，可知電荷守恒為c(NH4+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)，又①pOH=4,說明溶液顯堿性，則c(OH-)> c(H+)，那么c(NH4+)> c(Cl-)，C錯誤；

D.V(HCl)=0時，可知氨水的pOH=2.8，則c(OH-)=10-2.8mol/L，又NH3·H2ONH4++OH-，可知c(NH4+)= c(OH-)=10-2.8mol/L，③點鹽酸和氨水恰好反應，因而c(NH3·H2O)=mol/L=0.2mol/L，因而Kb===5×10-5.6mo1·L-1，D正確。

故答案選D。