在25℃时,向50.00mL未知浓度的氨水中逐滴加入0.5mol·L-1的HC1溶液。滴定过程中,溶液的与滴入...
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在25℃时,向50.00mL未知浓度的氨水中逐滴加入0.5mol·L-1的HC1溶液。滴定过程中,溶液的与滴入HCl溶液体积的关系如图所示,则下列说法中正确的是
A.图中②点所示溶液的导电能力弱于①点
B.③点处水电离出的c(H+)=1×10-8mol·L-1
C.图中点①所示溶液中,c(C1-)>c(NH4+)>c(OH-)>c(H+)
D.25℃时氨水的Kb约为5×10-5.6mo1·L-1
【回答】
D
【解析】
A.向50.00mL未知浓度的氨水中逐滴加入0.5mol·L-1的HC1,盐*和氨水恰好完全反应生成*化铵和水,*化铵中铵根水解显**,因而②(pH=7)时,氨水稍过量,即反应未完全进行,从①到②,氨水的量减少,*化铵的量变多,又溶液导电能力与溶液中离子浓度呈正比,*化铵为强电解质,完全电离,得到的离子(铵根的水解不影响)多于氨水电离出的离子(氨水为弱碱,少部分NH3·H2O发生电离),因而图中②点所示溶液的导电能力强于①点,A错误;
B.观察图像曲线变化趋势,可推知③为盐*和氨水恰好完全反应的点,得到*化铵溶液,盐类的水解促进水的电离,因而溶液pOH=8,则c溶液(OH-)=10-8mol/L,c水(OH-)= c水(H+)=Kw/ c溶液(OH-)=10-6mol/L,B错误;
C.①点盐*的量是③点的一半,③为恰好完全反应的点,因而易算出①点溶液溶质为等量的NH3·H2O和NH4Cl,可知电荷守恒为c(NH4+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-),又①pOH=4,说明溶液显碱*,则c(OH-)> c(H+),那么c(NH4+)> c(Cl-),C错误;
D.V(HCl)=0时,可知氨水的pOH=2.8,则c(OH-)=10-2.8mol/L,又NH3·H2O⇌NH4++OH-,可知c(NH4+)= c(OH-)=10-2.8mol/L,③点盐*和氨水恰好反应,因而c(NH3·H2O)=mol/L=0.2mol/L,因而Kb===5×10-5.6mo1·L-1,D正确。
故*选D。
知识点:*碱中和滴定
题型:选择题
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