Question

20．下列說法正確的是（　　）

• A． 一定溫度下，10mL 0.50mol•L^-1NH₄Cl溶液與20mL 0.25mol•L^-1NH₄C1溶液含NH₄⁺物質的量相同
• B． 25℃時，將a mo1•L^-l氨水與0.01 moI•L^-1鹽酸等體積混合，反應完全時溶液中c（NH₄⁺）=c（C1^-），用含a的代數式表示反應完全時NH₃•H₂O的電離常數K_b=$\frac{1{0}^{-9}}{a-0.01}$
• C． 一定溫度下，已知0.1 mol•L^-1 的醋酸溶液中存在電離平衡：CH₃COOH?CH₃COO^-+H⁺，加少量燒堿溶液可使溶液中$\frac{c（{H}^{+}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$值增大
• D． 等體積、pH都為3的酸HA和HB分別與足量的鋅反應，HA放出的氫氣多，說明酸性：HA＞HB

Answer 1

分析 A、銨根離子水溶液中水解，濃度不同水解程度不同分析；
B、當溶液中c（NH₄⁺）=c（C1^-），說明溶液呈中性，有c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7，NH₃•H₂O的電離平衡常數K_b=$\frac{c（N{{H}_{4}}^{+}）•c（O{H}^{-}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$；
C、要使溶液中$\frac{c（{H}^{+}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$值增大，應是平衡向電離的方向移動，結合影響平衡移動的因素解答該題；
D、等體積等PH值的酸，酸的濃度越大，酸性越弱．

解答 解：A、NH₄Cl 濃度越小，NH₄⁺水解程度越大，不考慮水解1L 0.50mol•L-1NH₄Cl 溶液與2L 0.25mol•L^-1 NH₄Cl 溶液銨根的物質的量相同，但0.25mol•L^-1NH₄Cl 溶液中銨根水解程度大，所以含NH₄⁺ 物質的量前者大，故A錯誤；
B、當溶液中c（NH₄⁺）=c（C1^-），說明溶液呈中性，有c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7，故NH₃•H₂O的電離平衡常數K_b=$\frac{c（N{{H}_{4}}^{+}）•c（O{H}^{-}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$=$\frac{0.005×1{0}^{-7}}{0.5（a-0.01）}$=$\frac{1{0}^{-9}}{a-0.01}$，故B正確；
C、加入少量燒堿溶液，反應生成CH₃COO^-，c（H⁺）減小，由于CH₃COO^-對CH₃COOH的電離起到抑制作用，則$\frac{c（{H}^{+}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$值減小，故C錯誤；
D、當體積、pH都為3的酸HA和HB分別與足量的鋅反應，HA放出的氫氣多，說明HA的物質的量大于HB的物質的量，溶液的體積相等，HA的物質的量濃度大于HB的，所以說明酸性：HA＜HB，故D錯誤；
故選B．

點評 本題考查了鹽類水解程度大小的影響因素、電離平衡常數的計算、弱酸的電離平衡移動、pH相等的酸，酸性越弱其濃度越大，題目難度不大．