Question

【題目】在25℃時，CH3COOH的電離平衡常數，NH3·H2O的電離平衡常數，現向25℃的10mL濃度均為0.1moL·L－1的HCl和CH3COOH的混合溶液中逐滴加入0.1moL·L－1的氨水，溶液的pH變化曲線如圖所示。下列有關說法不正確的是

A. A點到B點，溶液的導電性逐漸減小

B. 整個過程中，C點水的電離程度最大

C. 溶液pH=7時對應的點應在C點和D點之間某處，此時溶液中存在：c(NH4+)＝c(CH3COO－)+c(CH3COOH)

D. D點處：c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(CH3COO－)＞c(H+)

Answer 1

【答案】CD

【解析】

A．A到B過程中，HCl先與氨水反應生成NH4Cl，溶液體積增大，整體離子濃度降低，溶液的導電性逐漸減小，A正確；

B．鹽類水解促進水的電離，酸或堿的電離抑制水的電離，20mL時溶液中恰好生成NH4Cl和CH3COONH4，所以整個過程中，C點水的電離程度最大，B正確；

C．C點溶液存在NH4Cl和CH3COONH4，CH3COONH4水解為中性，NH4Cl水解為酸性，則需要多加一部分NH3H2O使溶液呈中性，則c(H+)=c(OH-)，溶液中存在電荷守恒：c(NH4+)=c(CH3COO-)+c(Cl-)，但c(Cl-)＞c(CH3COOH)，C錯誤；

D．D點為加入30mL氨水，相當于溶液中存在等量的NH4Cl、CH3COONH4、NH3H2O，NH3H2O的電離程度大于NH4+的水解程度，溶液為堿性，CH3COONH4水解呈中性，溶液中存在電荷守恒：c(NH4+)+c(H+)= c(OH-)+c(CH3COO-)+c(Cl-)，c(OH-)＞c(H+)，則c(NH4+)＞c(CH3COO-)+c(Cl-)，即c(NH4+)＞c(Cl-)，根據物料守恒：c(Cl-)= c(CH3COO-)+c(CH3COOH)，3c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3H2O)，則c(Cl-)＞c(CH3COO-)，H+是水電離產生，CH3COO-是鹽CH3COONH4電離產生，鹽電離程度遠大于弱電解質水電離程度，所以c(CH3COO-)＞c(H+)；CH3COO－是鹽電離產生，OH-是弱電解質NH3H2O電離產生，所以c(CH3COO-)＞c(OH-)，則溶液中離子濃度大小關系為：c(NH4+)＞c(Cl-)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)，D錯誤；

故合理選項是CD。