Question

【題目】在25℃時，將1.0Lw mol·L-lCH3COOH溶液與0.1molNaOH固體混合，充分反應。然后向混合液中加入CH3COOH或CH3COONa固體（忽略體積和溫度變化），引起溶液pH的變化如圖所示。下列敘述正確的是

A. a、b、c對應的混合液中，水的電離程度由大到小的順序是c>a>b

B. b點混合液中c(Na+)>c(CH3COO-)

C. 加入CH3COOH過程中，增大

D. 25℃時，CH3COOH的電離平衡常數Ka=

Answer 1

【答案】D

【解析】分析：1.0L w molL-1 CH3COOH溶液與0.1mol NaOH固體混合，混合后溶液的pH＜5，顯酸性，說明醋酸過量，溶液中溶質為CH3COOH和CH3COONa；加醋酸時，酸的量增多，使溶液酸性增強；加CH3COONa時，CH3COONa本身水解顯堿性，相當于加堿，使溶液酸性減弱，最終達到中性。A．溶液中酸或堿電離的氫離子或氫氧根離子的濃度越大，水的電離程度越小；B．b點溶液pH＜5，溶液顯酸性，溶液中c(H+)＞c(OH-)，根據電荷守恒分析；C．醋酸存在電離平衡，其平衡常數表達式為Ka＝，溶液中Kw＝c(H+)c(OH)，據此分析；D．pH=7時，溶液中c(H+)=c(OH-)，醋酸的電離平衡常數為Ka＝，根據電荷守恒分析計算。

詳解：1.0L w molL-1 CH3COOH溶液與0.1mol NaOH固體混合，混合后溶液的pH＜5，顯酸性，說明醋酸過量，溶液中溶質為CH3COOH和CH3COONa；加醋酸時，酸的量增多，使溶液酸性增強；加CH3COONa時，CH3COONa本身水解顯堿性，相當于加堿，使溶液酸性減弱，最終達到中性。A．溶液中酸或堿電離的氫離子或氫氧根離子的濃度越大，水的電離程度越小，a、b、c三點溶液中氫離子濃度依次減小，水的電離程度增大，所以水的電離程度由大到小的順序的是c＞b＞a，故A錯誤；B．b點溶液pH＜5，溶液顯酸性，溶液中c(H+)＞c(OH-)，溶液中存在電荷守恒，c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)，由于c(H+)＞c(OH-)，所以c(Na+)＜c(CH3COO-)，故B錯誤；C．向混合液中加入CH3COOH固體，忽略溶液體積的變化，則溶液中c(Na+)不變，溶液中=，因此溶液中=，隨著CH3COOH固體的不斷加入，溶液中c(CH3COOH)不斷增大，則該值減小，故C錯誤；D．pH=7時，溶液中c(H+)=c(OH-)，溶液中存在電荷守恒，則c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(CH3COO-)，由于c(H+)=c(OH-)，則此時溶液中c(Na+)=c(CH3COO-)，根據圖象，c(H+)=10-7molL-1，c(Na+)=c(CH3COO-)=0.2mol/L，則醋酸的電離平衡常數為Ka＝=mol/L，故D正確；故選D。