Question

向10.0 mL 0.10 mol/L氨水中滴入0.10 mol/L的盐酸，溶液的pH与所加盐酸的体积关系如图所示（假设无气体逸出）。下列有关叙述正确的是（     ）

A．M～N间一定存在：c(Cl^－)>c(NH₄⁺)>c(OH^－)>c(H⁺)

B．M点对应的盐酸体积为10.0mL

C．pH=7的溶液中：c(NH₄⁺)=c(Cl^－)=c(H⁺)=c(OH^－)

D．P点处的溶液中存在：2c(NH₄⁺)+2c(NH₃·H₂O)=c(Cl^－)

Answer

D

【解析】

试题分析：A、违反电荷守恒原理，M～N间发生了酸碱中和反应，但氨水由过量很多到过量不多，所得混合溶液中含有强酸弱碱盐和氨水，呈电中性可知：c(NH4+) + c(H+) = c(OH－) + c(Cl－) ，图中该溶液的pH > 7，说明呈碱性，即c(OH－) > c(H+)，因此c(NH4+) > c(Cl－)，A错误；B、M点对应的盐酸体积为10.0 mL，由cV、HCl + NH3•H2O = NH4Cl + H2O可知，HCl和NH3•H2O的n相等，刚好完全中和生成强酸弱碱盐溶液，由强酸弱碱盐的水解可知，混合后所得的氯化铵溶液呈弱算性，pH < 7，与图中不符，B错误；C、pH = 7的溶液中c(OH－) = c(H+)，，溶质为NH4Cl 和NH3•H2O，由电荷守恒原理原理可知，c(NH4+) + c(H+) = c(OH－) + c(Cl－)，则c(NH4+) = c(Cl－)，NH4Cl 和NH3•H2O的电离程度大于水，因此c(NH4+) = c(Cl－) > c(H+) = c(OH－)，C错误；D、由cV、HCl + NH3•H2O = NH4Cl + H2O可知，HCl的n是NH3•H2O的2倍，则P点处的溶液中溶质为NH4Cl和HCl，且二者浓度均为0.050 mol/L，由物料守恒原理可知，氯元素存在形式的总浓度是氮元素存在形式的总浓度的2倍，因此2 c(NH4+) + 2 c(NH3·H2O) = c(Cl－)，D正确；答案选D。

考点：本题考查酸碱中和反应、混合溶液中离子浓度大小比较、盐类水解、溶液的酸碱性和pH、电荷守恒原理、物料守恒原理、物质的量浓度和物质的量的计算。

【名师点睛】酸碱恰好中和时溶液不一定显中性，通常就以指示剂的变色点作为中和滴定的滴定终点，尽管二者不相同，但在实验要求的误差范围内。进行操作时，要注意仪器的润洗、查漏、气泡的排除，会进行误差分析与判断。判断电解质溶液中离子浓度大小时，经常要用到三个守恒：电荷守恒、物料守恒、质子守恒，会根据相应的物质写出其符合题意的式子，并进行叠加，得到正确的算式。掌握水的离子积常数的计算方法、离子浓度与溶液的pH的关系等是本题解答的关键所在。本题难度适中。