問題詳情:
常温下,向1L0.1mol·L-1NH4Cl溶液中不斷加入固體NaOH後,NH4+與NH3·H2O的變化趨勢如右圖所示(不考慮體積變化和氨的揮發),下列説法不正確的是( )
A.M點溶液中水的電離程度比原溶液小
B.在M點時,n(OH-)-n(H+)=(a-0.05)mol
C.隨着NaOH的加入,不斷增大
D.當n(NaOH)=0.05mo1時,溶液中有:c(Cl-)> c(NH4+)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+)
【回答】
C
【解析】
常温下,向1L0.1mol·L-1NH4Cl溶液中不斷加入固體NaOH,則溶液中發生反應NH4++OH-=NH3•H2O,隨着反應進行,c(NH4+)不斷減小,c(NH3·H2O)不斷增大。
【詳解】
A項、M點是向1L 0.1mol•L-1NH4Cl溶液中,不斷加入NaOH固體後,反應得到*化銨和一水合氨的混合溶液,溶液中銨根離子濃度和一水合氨濃度相同,一水合氨是一元弱鹼抑制水電離,此時水的電離程度小於原*化銨溶液中水的電離程度,故A正確;
B項、根據電荷守恆c(H+)+c(NH4+)+c(Na+)=c(OH-)+c(Cl-),可得,在M點時c(NH4+)=0.05mol•L‾1,c(Na+)=amol•L‾1,c(Cl-)=0.1mol•L‾1,帶入數據可得
,故B正確;
C項、氨水的電離常數Kb=,則=,温度不變Kb不變,隨着NaOH的加入,c(NH4+)不斷減小,不斷減小,則不斷減小,故C錯誤;
D項、當n(NaOH)=0.05mol時,NH4Cl和NaOH反應後溶液中溶質為等物質的量的NH3·H2O和NH4Cl、NaCl,NH3.H2O的電離程度大於NH4Cl水解程度,導致溶液呈鹼*,*離子、*離子不水解,所以溶液中離子濃度大小順序是c(Cl-)>c(NH4+)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+),故D正確。
故選C。
知識點:*鹼中和滴定
題型:選擇題