Question

【題目】在25 ℃時，將1.0L c molL-1CH3COOH溶液與0.1molNaOH固體混合，使之充分反應。然后向該混合溶液中加入少量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。下列敘述錯誤的是

A. 水的電離程度：c>b>a

B. a點對應的混合溶液中，c(CH3COOH)>c(Na+ )>c(OH-)

C. 當混合溶液呈中性時，c(Na+ )=c(CH3COO-)>c(H+) =c(OH-)

D. 該溫度下，醋酸的電離平衡常數

Answer 1

【答案】D

【解析】A項，由圖可得，25℃時c點pH=7，所以c點水電離的c(H+)水=c(OH-)水=10-7mol/L，b點pH=4.3，所以b點溶液中c(H+)=10-4.3 mol/L，則由水電離出的c(H+)水=c(OH-)水=10-(14-4.3)mol/L=10-9.7mol/L，a點pH=3.1，所以a點溶液中c(H+)=10-3.1 mol/L，則由水電離出的c(H+)水=c(OH-)水=10-(14-3.1)mol/L=10-10.9mol/L，因此水的電離程度：c>b>a，故A正確；B項，b點時溶液呈酸性，說明加入0.1molNaOH固體后CH3COOH有剩余，c(Na+)=0.1mol/L，混合前CH3COOH溶液濃度c應比0.1mol/L大，a點時又加入0.1molCH3COOH，因為CH3COOH電離程度很小，所以此時溶液中的c(CH3COOH)一定大于c(Na+)，又根據前面的分析a點c(OH-)=10-10.9mol/L，所以a點對應的混合溶液中，c(CH3COOH)>c(Na+)>c(OH-)，故B正確；C項，由題意混合溶液中陽離子有Na+和H+，陰離子有CH3COO-和OH-，根據電荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)，25℃當混合溶液呈中性時，c(H+)=c(OH-)=10-7mol/L，則c(Na+)=c(CH3COO-)，由已知及圖像可得c(Na+)=0.2mol/L，所以c(Na+)=c(CH3COO-)>c(H+)=c(OH-)，故C正確；D項，由前面的分析并結合圖像可得，25℃當混合溶液呈中性時，c(H+)=10-7mol/L，c(CH3COO-)=0.2mol/L，c(CH3COOH)=(c+0.1-0.2)mol/L=(c-0.1)mol/L，所以該溫度下，醋酸的電離平衡常數Ka==，故D錯誤。