Question

【題目】室溫下，用相同濃度的NaOH溶液，分別滴定等體積，濃度均為0.1mol/L的三種酸（HA、HB和HD）溶液，滴定的曲線如圖所示。下列判斷正確的是

A. 三種酸的強弱順序：HA<HB<HD

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

C. pH=7時，消耗NaOH溶液的體積：HA<HB<HD

D. 當中和百分數達100%時，將三種溶液混合后：c(HA)+c(HB)+c(HD)=c(OH-)

Answer 1

【答案】B

【解析】A．相同物質的量濃度的一元酸，酸的pH越小，氫離子濃度越大，說明酸的電離程度越大，則該酸的酸性越強，其電離平衡常數越大，根據圖知，未加NaOH溶液時，pH：HA＜HB＜HD，說明酸的電離程度HA＞HB＞HD，則三種酸的強弱順序：HA＞HB＞HD，故A錯誤；B．中和50%即P點，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：NaB=Na++B-，這一步的c（B-）=c（Na+），②HB少部分電離：HBH++B-，則c（HB）＞c（H+），③NaB少部分水解：B-+H2OHB+OH-，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正確；C．完全中和時消耗三種溶液的體積相等，酸越弱，生成正鹽的溶液pH越大，若要滴定至pH=7，滴加的NaOH溶液越少，即消耗NaOH溶液的體積：HA＞HB＞HD，故C錯誤；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呈堿性，質子守恒的關系為：c（OH-）=c（HA）+c（HB）+c（HD）+c（H+），故D錯誤；故選B。