Question

常温下向1L 0．1mol·L^-1NH₄C1溶液中，不断加入NaOH固体后，NH₄⁺与NH₃·H₂O浓度的变化趋势如右图所示(不考虑溶液体积变化和氨气的挥发)，下列说法不正确的是

A．M点溶液中水的电离程度比原溶液小

B．在M点时，n(OH^-)-n(H⁺)=(a-0.05)mol

C．随着NaOH的加入，不断减小

D．当n(NaOH)=0.1mol时， c(OH^-)>c(Cl^-)>c(NH_3·H₂O)

Answer

D

【解析】

试题分析：常温下，向1L0.1mol•L－1NH4Cl溶液中不断加入固体NaOH发生反应：NH4Cl + NaOH ==NaCl + NH3·H2O。A、NH4Cl溶液中铵离子水解，促进水的电离，M点溶液为氯化铵、氯化钠和一水合氨的混合液，一水合氨抑制水的电离，故M点溶液中水的电离程度比原溶液小，A错误；B、在M点时，溶液为氯化铵、氯化钠和一水合氨的混合液，根据电荷守恒知n(H＋)+n(Na＋)+n(NH4＋ )=n(OH－)+n(Cl－)，n(Na＋)=amol，n(Cl－)=0.1mol，n(NH4＋ )=0.05mol，则n(OH－)-n(H+)＝(a -0.05)mol，B正确；C、铵根离子的水解平衡常数Kh=c(H＋)c(NH3·H2O)/c(NH4＋ )，随着NaOH的加入，NH3·H2O 浓度不断增大，温度不变，Kh不变，c(H＋)/c(NH4＋ )不断减小，C错误；D、当n(NaOH)＝0.05mol时，溶液为等浓度的氯化铵、氯化钠、一水合氨的混合液，溶液呈碱性，一水合氨的电离程度大于铵离子的水解程度，离子浓度大小关系为：c(Cl－) >c（NH4+)>c（Na+)>c(OH－)>c(H+) ，D错误。答案选D。

【考点定位】本题主要是考查水溶液中的离子平衡问题判断

【名师点晴】在判断溶液中微粒浓度大小的比较时，要重点从三个守恒关系出发，分析思考。（1）两个理论依据：①弱电解质电离理论：电离微粒的浓度大于电离生成微粒的浓度。例如，H2CO3溶液中：c(H2CO3)＞c(HCO3－)≫c(CO32－)(多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离)。②水解理论：水解离子的浓度大于水解生成微粒的浓度。例如，Na2CO3溶液中：c(CO32－)＞c(HCO3－)≫c(H2CO3)(多元弱酸根离子的水解以第一步为主)。（2）三个守恒关系：①电荷守恒：电荷守恒是指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。例如，NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)=c(HCO3－)＋2c(CO32－)＋c(OH－)。②物料守恒：物料守恒也就是原子守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。例如，0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCO3－)＋c(CO32－)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L－1。③质子守恒：由水电离出的c(H＋)等于由水电离出的c(OH－)，在碱性盐溶液中OH－守恒，在酸性盐溶液中H＋守恒。例如，纯碱溶液中c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3－)＋2c(H2CO3)。质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。