Question

【題目】室溫下，用相同濃度的NaOH溶液，分別滴定相同體積、濃度均為0.l mol·L－1的三種弱酸(HA、HB和HD)溶液，滴定的曲線如圖所示，下列判斷正確的是（ ）

A.室溫下，同濃度的NaA、NaB、NaD溶液的pH大小關系： pH(NaA)＞pH(NaB)＞pH(NaD)

B.滴定至P點時，溶液中：c(Na＋)＞c(B－)＞c(HB)＞c(H＋)＞c(OH－)

C.pH＝7時，三種溶液中：c(A－)＞c(B－)＞c(D－)

D.當恰好中和時，將三種溶液混合后：c(HA)＋c(HB)＋c(HD)＝c(OH－)－2c(H＋)

Answer 1

【答案】C

【解析】

0.1mol/LHA、HB、HD溶液的pH都大于1，說明HA、HB、HD都為弱酸；濃度相同的酸溶液，pH越小酸性越強，由圖像可知酸性HA>HB>HD。

A.由分析可知酸性HA>HB>HD，酸性越強其電離平衡常數越大，含其酸根陰離子的鹽水解平衡常數越小，水解后堿性越弱，故同濃度的NaA、NaB、NaD溶液的pH大小關系： pH(NaA)<pH(NaB)<pH(NaD)，A項錯誤；

B.P點中和50%，溶液中溶質為等物質的量濃度的酸（HB）和鹽（NaB），由圖可知溶液呈酸性，則c（H+）>c（OH-），且酸的電離程度大于酸根離子水解程度，

①NaB完全電離：，這一步的c（B-）=c（Na+），

②HB少部分電離：，則c（HB）>c（H+），

③NaB少部分水解 ，由于酸的電離程度大于鹽的水解程度，則HB電離產生的B-相對NaB水解消耗的B-多，所以c（B-）>c（Na+），由于HB電離消耗得多，水解生成的HB少，所以c（Na+）>c（HB），則c（B-）>c（Na+）>c（HB）>c（H+）>c（OH-），故B錯誤；

C.當pH=7時，根據電荷守恒三種溶液中離子濃度關系為：

c（Na+）+c（H+）=c（A-）+c（OH-），由于c（H+）=c（OH-），所以c（Na+）=c（A-），

c（Na+）+c（H+）=c（B-）+c（OH-），由于c（H+）=c（OH-），所以c（Na+）=c（B-），

c（Na+）+c（H+）=c（D-）+c（OH-），由于c（H+）=c（OH-），所以c（Na+）=c（D-），

同濃度、同體積的酸溶液加NaOH溶液至顯中性，酸越強消耗的堿越多，酸性HA>HB>HD，故消耗的NaOH：HA>HB>HD，所以中性溶液中c（Na+）（HA）>c（Na+）（HB）>c（Na+）（HD），故c(A－)＞c(B－)＞c(D－)，C項正確；

D. 恰好中和時，三種溶液所消耗的氫氧化鈉體積相同，生成三種鹽的濃度相同，混合后溶液因鹽的水解溶液呈堿性，質子守恒的關系為：c（OH-）=c（HA）+c（HB）+c（HD）+c（H+），故D項錯誤。

故答案為C。