Question

【题目】将nmol/L氨水滴入10mL1.0mol/L盐酸中，溶液pH和温度随加入氨水体积变化曲线如图所示．下列有关说法正确的是（ ）
A.n=1.0
B.水的电离程度：b＞c＞a＞d
C.c点：c（NH4+）=c（Cl﹣）=1.0molL﹣1
D.25℃时，NH4Cl的水解常数（Kh）=（n﹣1）×10﹣7

Answer 1

【答案】D
【解析】解：A．酸碱中和反应是放热反应，反应过程中会导致溶液温度升高，弱电解质的电离是吸热过程，一水合氨是弱电解质，所以一水合氨电离过程中吸收热量，当温度最高时氨水和盐酸恰好完全反应，二者的物质的量相等，根据图知，二者完全反应时氨水体积小于10mL，则氨水浓度大于1.0mol/L，即n＞1.0，故A错误； B．酸或碱抑制水电离，含有弱离子的盐促进水电离，酸中c（H+）或碱中c（OH﹣）越大，其抑制水电离程度越大；
根据图知，a点溶液中没有滴加氨水，溶质为HCl，b点溶液温度最高，说明二者恰好完全反应生成氯化铵，所以溶质为NH4Cl，NH4Cl溶液呈酸性，要使混合溶液呈中性，则氨水应该过量，所以c点溶液中溶质为NH4Cl和NH3 ． H2O，d点溶液中溶质为NH4Cl和NH3 ． H2O，且c（NH4Cl）＜c（NH3 ． H2O），
a点、d点抑制水电离，且a点抑制水电离程度大于d；
b、c点促进水电离，但b点促进水电离程度大于c；
所以水电离程度大小顺序是b＞c＞d＞a，
故B错误；
C．c点溶液呈中性，则c（NH4+）=c（Cl﹣），因为溶液体积是盐酸的二倍，所以c（Cl﹣）是原来的一半，为0.5mol/L，故C错误；
D．c点溶液呈中性，c（H+）=c（OH﹣）=10﹣7 mol/L，则c（NH4+）=c（Cl﹣），因为溶液体积是盐酸的二倍，所以c（Cl﹣）是原来的一半，则c点c（NH4+）=c（Cl﹣）=0.5 mol/L，c点溶液中c（NH3 ． H2O）=0.5nmol/L﹣0.5mol/L，水解平衡常数Kh= = =（n﹣1）×10﹣7 ， 故D正确；
故选D．