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,溶液的與滴入...
問題詳情:
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,溶液的與滴入HCl溶液體積的關係如圖所示,則下列説法中正確的是
A.圖中②點所示溶液的導電能力弱於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
【回答】
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*和氨水恰好完全反應生成*化銨和水,*化銨中銨根水解顯**,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,*化銨的量變多,又溶液導電能力與溶液中離子濃度呈正比,*化銨為強電解質,完全電離,得到的離子(銨根的水解不影響)多於氨水電離出的離子(氨水為弱鹼,少部分NH3·H2O發生電離),因而圖中②點所示溶液的導電能力強於①點,A錯誤;
B.觀察圖像曲線變化趨勢,可推知③為鹽*和氨水恰好完全反應的點,得到*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*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,可知電荷守恆為c(NH4+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),又①pOH=4,説明溶液顯鹼*,則c(OH-)> c(H+),那麼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·H2O⇌NH4++OH-,可知c(NH4+)= c(OH-)=10-2.8mol/L,③點鹽*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*選D。
知識點:*鹼中和滴定
題型:選擇題