Question

對于常溫下0.0lmol/L的氨水，下列敘述正確的是

A．c(H+)+c(NH4+)=c(OH－)

B．與等體積等濃度的氯化銨溶液混合c(NH4+)+c(NH3· H2O)="0.02" mol·L－1

C．與等體積等濃度的鹽酸混合后所得溶液顯酸性

D．由H2O電離出的c(H+)=1.0×10－12 mol·L－1

Answer 1

AC

解析試題分析：氨水中只有一水合氨和水是電解質，分別能部分電離出銨根離子、氫離子和氫氧根離子三種離子，根據溶液呈電中性或電荷守恒原理，則溶液中c(OH^－)=c(NH₄⁺)+c(H⁺)，正確；設溶液的體積均為1L，由于n=c?V，則混合前一水合氨和氯化銨的物質的量都是0.01mol，n(NH₄⁺)+n(NH₃·H₂O)=0.01mol+0.01mol=0.02mol，兩種稀溶液的密度都接近于水，則混合前后可以忽略溶液體積的變化，則混合后溶液的體積為2L，根據物料守恒原理可知，混合溶液中n(NH₄⁺)+n(NH₃·H₂O)=0.02mol，由于c=n/V，因此混合后溶液中c(NH₄⁺)+c(NH₃·H₂O)=0.02mol/2L=0.01mol/L，故B錯誤；設溶液的體積均為1L，由于n=c?V，混合前一水合氨和HCl的物質的量相等，則混合時二者恰好完全中和，得到氯化銨和水，NH4Cl是強酸弱堿鹽，其完全電離出銨根離子能部分水解，導致氯化銨溶液顯酸性，故C正確；依題意，常溫下c(NH₃·H₂O)=0.01mol/L，NH₃·H₂O是弱堿或弱電解質，則其電離出的c(OH^－)<0.01mol/L，由于水的電離程度遠小于一水合氨，則溶液中的c(OH^－)<0.01mol/L，常溫下K_w=1.0×10^－14，則溶液中c(H⁺)=K_w/c(OH^－)>1.0×10^－12 mol·L^－1，由于溶液中的氫離子來自水的電離，一水合氨不能電離出氫離子，則水電離出的c(H⁺)=溶液中c(H⁺)=>1.0×10^－12 mol·L^－1，故D錯誤。
考點：考查溶液的酸堿性和粒子濃度大小關系，涉及電荷守恒原理、物料守恒原理、酸堿等體積混合溶液的酸堿性、鹽類水解、水的離子積、計算酸或堿溶液中水電離出離子濃度、強電解質、弱電解質等。