Question

常温下有浓度为0.1mol/L、体积为VL的氨水，向其中逐滴加入一定浓度的盐酸，得到如图的滴定曲线，其中d点时两种溶液恰好完全反应。根据图像回答下列问题：

（1）上述实验过程中离子浓度的大小顺序、对应溶质的化学式和溶液的pH如下表，请将表格补充完整：

离子浓度大小顺序	溶质化学式	溶液的pH
c (NH4^+)>c (OH^-)>c (CI^-)>c (H^+)	①	>7
②	③	=7
④	NH4Cl	⑤

（2）该温度时氨水的电离平衡常数K数值约为____________。滴定过程中所用盐酸的pH=____________。

（3）若取该实验中恰好完全反应的d点溶液，向其中滴加0.1VL某浓度的氨水后溶液呈中性，依（2）中计算结果计算所滴加氨水的浓度为____________ moI/L。

Answer

（1）①NH3·H2O 、NH4Cl ②c(NH4+)= c(Cl－) ＞c(OH－)=c(H+)

③NH3·H2O 、NH4Cl ④ c(Cl－) ＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH－) ⑤﹤7

（2）1×10-5 ；1；（3）0.01。

【解析】

试题分析：（1） 向氨水中加入盐酸，会发生反应：NH3·H2O+HCl=NH4Cl+H2O，①若c (NH4+)>c (OH-)>c (CI-)>c (H+)，则加入了少量盐酸，反应后的溶液为NH3·H2O和NH4Cl的混合溶液，则n(NH3·H2O)>n(NH4Cl)，溶液显碱性，pH>7；②若溶液pH=7，则溶液中离子浓度关系是c(OH－)=c(H+)，c(NH4+)= c(Cl－)，盐电离产生的离子浓度大于水电离产生的离子浓度，c(NH4+)= c(Cl－) ＞c(OH－)=c(H+)，③溶液为少量的氨水和NH4Cl的混合溶液，NH3·H2O的电离程度与NH4+的水解程度相同，故溶液显中性；④若溶质是NH4Cl，由于该盐是强酸弱碱盐，NH4+发生水解作用：NH4++H2ONH3·H2O+ H+，铵根离子水解消耗，所以c(Cl－)>c(NH4+)，水解消耗水电离产生的氢氧根离子，因此c(H+)>c(OH－)；盐水解程度是微弱的，盐电离产生的离子浓度大于水解产生的离子浓度，因此溶液中离子浓度关系是：c(Cl－) ＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH－) ；由于c(H+)＞c(OH－)，所以溶液显酸性，pH<7；（2）根据图示可知0.1mol/L的氨水pH=11，c(OH-)=10-3mol/L，)该温度时氨水的电离平衡常数K数值约为；用盐酸滴定氨水，当二者恰好完全反应时，二者的物质的量相等，根据题意可知d点时两种溶液恰好完全反应，此时盐酸的体积是VL，二者体积都是VL，因此盐酸的物质的量浓度等于0.1mol/L，则pH=-lg0.1=1；向溶液中加入氨水，溶液中氢氧根离子浓度增大，抑制水电离，则水的电离平衡向逆反应方向移动；向其中滴加0.1VL某浓度的氨水后溶液呈中性，则溶液中(Cl- )=c(NH4 +)=0.1V÷(0.1V+2V) mol/L=1/21mol/L，令加入氨水的浓度为amol/L，根据氮元素守恒可知，溶液中c(NH3·H2O)=，由一水合氨的电离平衡常数可得：c(NH4 +)•(OH- )=Kb ·c(NH3·H2O)；1/21×10-7mol/L=1×10-5×a/21，解得a=0.01mol/L。

【考点定位】考查酸、碱中和滴定的溶液的成分与离子浓度关系的计算与判断的知识。

【名师点睛】向氨水中滴加盐酸，尽管溶液中含有的微粒的种类相同，但是由于加入盐酸的物质的量多少不同，反应得到的溶液的成分不同，溶液的酸碱性不同，溶液中各种离子浓度大小不同，在判断溶液中离子浓度大小时，可根据物料守恒、电荷守恒及质子守恒进行分析判断。弱碱在溶液中存在电离平衡，根据未滴加酸溶液的pH可计算出溶液中c(OH-)浓度，利用电离平衡常数就可以判断出该温度下氨水的电离平衡常数；根据盐酸是一元酸，一水合氨是一元碱，二者恰好反应时物质的量相等，就可以确定盐酸溶液的物质的量浓度，再根据pH=-lgc(H+)，得到其pH。