Question

【題目】已知Kb（NH3·H2O）=1.7×10-5，Ka（CH3COOH）=1.7×10-5。25℃時，向20mL濃度均為0.01mol·L-1的鹽酸和醋酸的混合溶液中逐滴加入0.01mol·L-1的氨水，測定過程中電導率和pH變化曲線如圖所示，下列說法錯誤的是

A. a點溶液中，c(CH3COO-)數量級約為10-5

B. b點溶液中，c(NH4+) > c(CH3COOH)

C. c點溶液中，c(NH4+) +c(NH3·H2O) = c(Cl-)+c(CH3COO-)+c(CH3COOH)

D. c點水的電離程度小于d點

Answer 1

【答案】D

【解析】分析：氨水逐滴滴入鹽酸和醋酸的混合液中，依次發生的反應為：HCl+NH3·H2O=NH4Cl、CH3COOH+NH3·H2O=CH3COONH4+H2O；鹽酸為強酸，隨著氨水的滴入，溶液的體積變大，溶液中離子濃度變小，溶液的電導率逐漸變小，當鹽酸恰好完全反應時電導率最小，b點為等濃度的NH4Cl和CH3COOH的混合液；繼續滴加氨水，弱酸醋酸與氨水反應生成強電解質CH3COONH4，溶液中離子濃度變大，溶液的電導率又逐漸變大，c點為等濃度的NH4Cl和CH3COONH4的混合液；醋酸恰好完全反應后，繼續滴加氨水，氨水屬于弱堿水溶液，溶液中離子濃度又變小，溶液的導電率又變小。A項，由CH3COOH的電離平衡常數、鹽酸和醋酸的濃度計算；B項，b點為等濃度的NH4Cl和CH3COOH的混合液，根據NH3·H2O的Kb計算NH4+的水解平衡常數，比較NH4+的水解平衡常數與CH3COOH的Ka；C項，c點為等濃度的NH4Cl和CH3COONH4的混合液，根據物料守恒判斷；D項，分析c點和d點溶液的組成，根據酸、堿、鹽對水的電離平衡的影響判斷。

詳解：氨水逐滴滴入鹽酸和醋酸的混合液中，依次發生的反應為：HCl+NH3·H2O=NH4Cl、CH3COOH+NH3·H2O=CH3COONH4+H2O；鹽酸為強酸，隨著氨水的滴入，溶液的體積變大，溶液中離子濃度變小，溶液的電導率逐漸變小，當鹽酸恰好完全反應時電導率最小，b點為等濃度的NH4Cl和CH3COOH的混合液；繼續滴加氨水，弱酸醋酸與氨水反應生成強電解質CH3COONH4，溶液中離子濃度變大，溶液的電導率又逐漸變大，c點為等濃度的NH4Cl和CH3COONH4的混合液；醋酸恰好完全反應后，繼續滴加氨水，氨水屬于弱堿水溶液，溶液中離子濃度又變小，溶液的導電率又變小。A項，a點沒有滴入氨水，鹽酸為強酸，醋酸為弱酸，醋酸的電離方程式為CH3COOHCH3COO-+H+，設溶液中c（CH3COO-）=xmol/L，則溶液中c（H+）=（0.01+x）mol/L，c（CH3COOH）=（0.01-x）mol/L，Ka（CH3COOH）===1.710-5，由于HCl電離的H+抑制CH3COOH的電離，0.01+x0.01，0.01-x0.01，解得x1.710-5，c（CH3COO-）的數量級約為10-5，A項正確；B項，根據上述分析，b點為等濃度的NH4Cl和CH3COOH的混合液，NH4Cl屬于強酸弱堿鹽，NH4+的水解離子方程式為NH4++H2ONH3·H2O+H+，NH4+的水解平衡常數Kh（NH4+）==KW/Kb（NH3·H2O）=110-14（1.710-5）=5.8810-10Ka（CH3COOH），NH4+的水解程度小于CH3COOH的電離程度，b點溶液中c（NH4+）c（CH3COOH），B項正確；C項，根據上述分析，c點為等濃度的NH4Cl和CH3COONH4的混合液，溶液中的物料守恒為c（NH4+）+c（NH3·H2O）=c（Cl-）+c（CH3COO-）+c（CH3COOH），C項正確；D項，c點為等濃度的NH4Cl和CH3COONH4的混合液，NH4Cl、CH3COONH4水解促進水的電離，d點為等濃度的NH4Cl、CH3COONH4和略過量的氨水組成的混合液，過量的氨水對水的電離起抑制作用，c點水的電離程度大于d點，D項錯誤；答案選D。