Question

常溫，向濃度為0.1mol/L，體積為VL的氨水中逐滴加入一定濃度的鹽酸，用pH計測得溶液的pH隨鹽酸的加入量而降低的滴定曲線，d點兩種溶液恰好完全反應．根據圖象回答下列問題：
（1）氨水的電離方程式為

NH₃?H₂O?NH₄⁺+OH^-

，該溫度時氨水的電離平衡常數K=

10^-5

．
（2）比較b、c、d三點時的溶液中，水電離的c（OH^-）大小順序為

d＞c＞b

．
（3）滴定時，由b點到c點的過程中，下列各選項中數值保持不變的有

ACD

．
A．c（H⁺）?c（OH^-）    B.

c(H+)

c(OH-)

  C.

c(NH4+)?c(OH-)

c(NH3H2O)

  D.

c(NH3H2O)?c(H+)

c(NH4+)

（4）根據以上滴定曲線判斷下列說法正確的是（溶液中N元素只存在NH₄⁺和NH₃．H₂O兩種形式）

D

．
A．點b所示溶液中：c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（NH₃．H₂O）+c（OH^-）
B．點c所示溶液中：c（Cl^-）=c（NH₃．H₂O）+c（NH₄⁺）
C．點d所示溶液中：c（Cl^-）＞c（H⁺）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）
D．滴定中可能有：c（NH₃．H₂O）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）＞c（Cl^-）＞c（H⁺）
（5）滴定過程中所用鹽酸的pH=

1

，d點之后若繼續(xù)加入鹽酸至圖象中的e點（此時不考慮NH₄⁺水解的影響），則e點對應的橫坐標為

11V

9

．

Answer 1

分析：（1）根據氨水電離生成氫氧根離子和銨根離子；根據滴定前氨水中C（H⁺）=10^-11mol/L，利用水的離子積得C（OH^-）=

10 -14

10 -11

mol/L=10^-3mol/L，最后根據氨水的電離平衡常數K=

C(NH 4+)C(OH - )

C(NH 3?H2O)

來計算；
（2）比較b、c、d三點時的溶液中溶質對水的電離平衡的影響；
（3）滴定時，由b點到c點的過程中，根據水的離子積常數、氨水的電離平衡、氯化銨的水解平衡只與溫度有關來分析；
（4）A、由圖象可知，點b反應后溶液是NH₄C1與NH₃?H₂O物質的量之比為1：1的混合物，溶液呈堿性，說明NH₃?H₂O電離程度大于NH₄C1的水解程度，由電荷守恒可知：c（C1^-）+c（OH^-）=c（NH₄⁺）+c（H⁺），物料守恒為：2c（C1^-）=c（NH₄⁺）+c（NH₃．H₂O），質子守恒為：2c（OH^-）+c（NH₃．H₂O）=c（NH₄⁺）+2c（H⁺）；
B、由電荷守恒可知：c（C1^-）+c（OH^-）=c（NH₄⁺）+c（H⁺），由圖象可知，點c pH=7，即c（H⁺）=c（OH^-），故c（NH₄⁺）=c（C1^-）；
C、由圖象可知，點d體積相同，則恰好完全反應生成NH₄C1，利用鹽的水解來分析溶液呈酸性，則c（C1^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；
D、當NH₃?H₂O較多，滴入的 HCl較少時，生成NH₄C1少量，溶液中NH₃?H₂O濃度遠大于NH₄C1濃度，可能出現．
（5）由圖象可知，點d體積相同，則恰好完全反應生成NH₄C1來計算；根據過量的酸進行稀釋，抓住H⁺的物質的量不變進行計算．

解答：解：（1）氨水電離生成氫氧根離子和銨根離子，方程式為：NH₃?H₂O?NH₄⁺+OH^-；根據滴定前氨水中C（H⁺）=10^-11mol/L，利用水的離子積得C（OH^-）=

10 -14

10 -11

mol/L=10^-3mol/L，C（NH₄⁺）=C（OH^-）=10^-3 mol/L，氨水的電離平衡常數K=

10 -3 ×10 -3

0.1

=10^-5，故答案為：NH₃?H₂O?NH₄⁺+OH^-；10^-5；
（2）在b點時，溶質為氨水和氯化銨，氨水的電離程度大于氯化銨的水解程度，溶液為堿性，對水的電離平衡起到抑制作用，在c點時，溶質為氨水和氯化銨，氨水的電離程度等于于氯化銨的水解程度，溶液為中性，對水的電離平衡無影響，在d點時，溶質為氯化銨，氯化銨發(fā)生水解，溶液為酸性，對水的電離平衡促進，所以b、c、d三點時的溶液中，水電離的c（OH^-）大小順序為：d＞c＞b，故答案為：d＞c＞b；       
（3）A、水的離子積常數K_W=c（H⁺）?c（OH^-），只與溫度有關，所以滴定時，由b點到c點的過程中K_W不變，故A正確；
B、由b點到c點的過程中，c（H⁺）不斷增大，c（OH^-）不斷減小，

c(H+)

c(OH-)

 不斷增大，故B錯誤；
C、氨水的電離平衡常數K=

c(NH4+)?c(OH-)

c(NH3H2O)

，只與溫度有關，所以滴定時，由b點到c點的過程中K不變，故C正確；
D、氯化銨的水解平衡常數K=

c(NH3H2O)?c(H+)

c(NH4+)

，只與溫度有關，所以滴定時，由b點到c點的過程中K不變，故D正確；
故選：ACD．
（4）解：A、由圖象可知，點b反應后溶液是NH₄C1與NH₃?H₂O物質的量之比為1：1的混合物，溶液呈堿性，說明NH₃?H₂O電離程度大于NH₄C1的水解程度，由電荷守恒可知：c（C1^-）+c（OH^-）=c（NH₄⁺）+c（H⁺），物料守恒為：2c（C1^-）=c（NH₄⁺）+c（NH₃．H₂O），質子守恒為：2c（OH^-）+c（NH₃．H₂O）=c（NH₄⁺）+2c（H⁺）；故A錯誤；
B、由圖象可知，點c pH=7，即c（H⁺）=c（OH^-），由電荷守恒可知：c（C1^-）+c（OH^-）=c（NH₄⁺）+c（H⁺），故c（NH₄⁺）=c（C1^-）＞c（OH^-）=c（H⁺），故B錯誤；
C、由圖象可知，點d 體積相同，則恰好完全反應生成NH₄C1，NH₄C1水解溶液呈酸性，則c（C1^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），故C錯誤；
D、當NH₃?H₂O較多，滴入的 HCl較少時，生成NH₄C1少量，溶液中NH₃?H₂O濃度遠大于NH₄C1濃度，可能出現c（NH₃?H₂O）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）＞c（Cl^-）＞c（H⁺），故D正確；
故選：D．
（5）由圖象可知，點d 體積相同，則恰好完全反應生成NH₄C1，由NH₃?H₂O～HCl得C（HCl）=

0.1mol/L×VL

VL

=0.1mol/L，滴定過程中所用鹽酸的pH=1；
設鹽酸的體積為XL，則過量的鹽酸為0.1mol/L×XL-0.1Vmol/L×VL，則c（H⁺）=

0.1mol/L×XL-0.1mol/L×VL

(X+V)L

=10^-2 mol/L，解得：X=

11V

9

，故答案為：1；

11V

9

．

點評：本題以HCl溶液滴定NH₃?H₂ON曲線為載體，考查鹽類的水解、溶液離子濃度的大小比較以及計算等，難度較大，注意離子濃度大小比較中電荷守恒、質子恒等式、物料守恒等量關系式的利用．