题目内容
某温度下,向一定体积0.1 mol/L的氨水中逐滴滴加0.1mol/L的盐酸,溶液中pH与pOH[注:pOH=-lgc(OH-)]的变化关系如图所示,则下列说法中错误的是
A.M点所示溶液中c( NH4+)>c(Cl-) |
B.Q点所示溶液的导电熊力强于M点 |
C.Q点消耗盐酸的体积等于氨水的体积 |
D.M点和N点所示溶液中水的电离程度相同 |
C
解析试题分析:A、M点的pH值大于pOH值,所以溶液中氢离子浓度小于OH-浓度,即溶液显碱性。所以根据电荷守恒c( NH4+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)可知,M点所示溶液中c( NH4+)>c(Cl-),A正确;B、Q点所示溶液中pH值等于pOH值,说明溶液显中性。由于向一定体积0.1 mol/L的氨水中逐滴滴加0.1mol/L的盐酸时,溶液的酸碱性变化为碱性→中性→酸性,而氨水是弱碱,因此Q点的导电熊力强于M点,B正确;C、氨水与盐恰好反应时,生成的NH4+水解溶液显酸性。而Q点显中性,说明氨水过量,所以Q点消耗盐酸的体积小于氨水的体积,C不正确;D、M点氨水过量,N点盐酸过量,且N点溶液中氢离子浓度与M点溶液中OH-浓度相等,所以M点和N点所示溶液中水的电离程度相同,D正确,答案选C。
考点:考查酸碱中和反应、溶液中离子浓度比较、溶液导电性、酸碱性以及外界条件对水电离平衡的影响
练习册系列答案
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升高温度,0.01 mol·L-1下列溶液的pH基本不变的是
A.NaOH | B.H2SO4 | C.NaCl | D.Na2CO3 |
稀氨水中存在下述平衡:改变下列条件,能使电离程度增大的是
A.加浓氨水 | B.升高温度 | C.加NH4Cl溶液 | D.加NaOH溶液 |
为除去MgCl2溶液中的FeCl3,可在加热搅拌的条件下加入的一种试剂是
A.NaOH | B.Na2CO3 | C.氨水 | D.MgO |
下列关于电解质溶液的叙述正确的是 ( )。
A.常温下,同浓度的Na2CO3与NaHCO3溶液相比,Na2CO3溶液的pH大 |
B.常温下,pH=7的NH4Cl与氨水的混合溶液中:c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)=c(OH-) |
C.中和pH与体积均相同的盐酸和醋酸,消耗NaOH溶液的物质的量相同 |
D.将pH=4的盐酸稀释后,溶液中所有离子的浓度均降低 |
今有室温下四种溶液,有关叙述不正确的是( )
| ① | ② | ③ | ④ |
pH | 11 | 11 | 3 | 3 |
溶液 | 氨水 | 氢氧化钠溶液 | 醋酸 | 盐酸 |
A.①、②中分别加入适量的氯化铵晶体后,两溶液的pH均减小
B.分别加水稀释10倍,四种溶液的pH:①>②>④>③
C.①、④两溶液等体积混合,所得溶液中c(Cl-)>c(N)>c(OH-)>c(H+)
D.Va L ④与Vb L ②溶液混合,若混合后溶液pH=4,则Va∶Vb=11∶9
氯碱工业的产物NaOH与不同物质反应可以生成不同的盐。已知常温下,浓度均为0.1 mol·L-1的4种钠盐溶液的pH如下表:
溶质 | Na2CO3 | NaHCO3 | NaClO | NaHSO3 |
pH | 11.6 | 9.7 | 10.3 | 5.2 |
下列说法中正确的是( )
A.向氯水中加入NaHCO3溶液,可以增大氯水中次氯酸的浓度
B.四种溶液中,水的电离程度最大的是NaClO
C.常温下,相同物质的量浓度的H2SO3、H2CO3、HClO溶液,pH最大的是H2SO3溶液
D.NaHSO3溶液中离子浓度大小顺序为c(Na+)>c(H+)>c(HS)>c(S)>c(OH-)