Question

室溫下，將1.00mol?L^-1鹽酸滴入20.00mL 1.00mol?L^-1的氨水中，溶液pH和溫度隨加入鹽酸體積的變化曲線如圖所示．下列有關說法中不正確的是（　�。�

• A、a點溶液中離子濃度大小關系：c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
• B、b點溶液中離子濃度大小關系：c（NH₄⁺）=c（Cl^-）＞c（H⁺）=c（OH^-）
• C、c點溶液中離子濃度大小關系：c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-）
• D、d點時溶液溫度達到最高，之后溫度略有下降，原因是NH₃?H₂O電離

Answer 1

考點：酸堿混合時的定性判斷及有關ph的計算

專題：

分析：A．a點加入了10mL鹽酸，根據反應后的溶液的組成分析各離子濃度大小；
B．b點pH=7，則c（H⁺）=c（OH^-），溶液中電荷守恒為c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-）；
C．c點鹽酸過量，溶液中電荷守恒為c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-）；
D．根據d點鹽酸和氨水恰好完全反應，放熱最多分析．

解答： 解：A．a點加入了10mL氨水，反應后溶質為氯化銨和氨水，其中氯化銨0.01mol，一水合氨物質的量為0.01mol，反應后溶液酸性堿性，c（OH^-）＞c（H⁺），c（NH₄⁺）＞c（Cl^-），即c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺），故A正確；
B．b點pH=7，則c（H⁺）=c（OH^-），溶液中電荷守恒為c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），則c（Cl^-）=c（NH₄⁺），即c（NH₄⁺）=c（Cl^-）＞c（H^-）=c（OH^-），故B正確；
C．c點鹽酸已經過量，溶液顯示酸性，但是溶液中一定滿足電荷守恒：c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），故C正確；
D．d點時鹽酸和氨水恰好完全反應，放熱最多，再加鹽酸溫度降低只能是加入鹽酸的溫度低于溶液溫度，這才是溫度下降的原因，故D錯誤；
故選：D．

點評：本題考查水溶液中的電離平衡以及酸堿中和滴定，明確滴定曲線中各點的pH是解答的關鍵，并學會利用物料守恒、電荷守恒來解答此類習題，題目難度中等．