Question

6．酸堿中和滴定是最基本的定量分析化學(xué)實(shí)驗(yàn)．常溫下，向50mL 0.5mol•L^-1 HA溶液中逐滴加入0.5mol•L^-1強(qiáng)堿 MOH溶液，圖中所示曲線表示混合溶液的pH變化情況（體積變化忽略不計(jì)）．下列敘述正確的是（　�。�

• A． 由圖中信息可知 HA為強(qiáng)酸，N點(diǎn)為恰好中和
• B． 常溫下一定濃度的 MA稀溶液的pH＜7
• C． K點(diǎn)所對(duì)應(yīng)的溶液中離子濃度的大小關(guān)系：c（M⁺）＞c（OH^-）＞c（A^-）＞c（H⁺）
• D． K點(diǎn)對(duì)應(yīng)的溶液中，溶液的pH＞13，c（HA）+c（A^-）=0.25mol•L^-1

Answer 1

分析 A．根據(jù)圖象可知，0.5mol•L^-1HA溶液中pH=2，說(shuō)明HA為弱酸，N點(diǎn)的pH=7，而兩溶液恰好反應(yīng)時(shí)生成強(qiáng)堿弱酸鹽，溶液顯示堿性；
B．HA為弱酸，則MA為為強(qiáng)堿弱酸鹽，溶液的pH＞7；
C．K點(diǎn)時(shí)MOH的物質(zhì)的量是HA的2倍，混合液顯示堿性，則：c（OH^-）＞c（H⁺），氫氧根離子來(lái)自A^-部分水解，則c（OH^-）＞c（A^-）；
D．K點(diǎn)時(shí)氫氧根離子濃度大于＞$\frac{0.5mol/L×（0.1L-0.05L）}{0.15L}$=$\frac{0.5}{3}$mol/L＞0.1mol/L，則溶液的pH＞13；根據(jù)物料守恒可知：c（HA）+c（A^-）=$\frac{0.5mol/L×0.05L}{0.15L}$=$\frac{0.5}{3}$mol/L．

解答 解：A．根據(jù)圖象可知，0.5mol•L^-1HA溶液中pH=2，則HA在溶液中部分電離，故HA為弱酸；當(dāng)HA與MOH恰好反應(yīng)時(shí)生成強(qiáng)堿弱酸鹽MA，溶液呈堿性，pH＞7，而N點(diǎn)的pH=7，說(shuō)明HA有剩余，故A錯(cuò)誤；
B．根據(jù)A的分析可知，HA為弱酸，MA屬于強(qiáng)堿弱酸鹽，M⁺部分水解，溶液呈堿性，故B錯(cuò)誤；
C．在K點(diǎn)時(shí)MOH的物質(zhì)的量是HA的2倍，則混合液顯示堿性：c（OH^-）＞c（H⁺），由于氫氧根離子來(lái)自A^-部分水解，則c（OH^-）＞c（A^-），溶液中各離子濃度大小為：c（M⁺）＞c（OH^-）＞c（A^-）＞c（H⁺），故C正確；
D．K點(diǎn)時(shí)氫氧根離子濃度大于＞$\frac{0.5mol/L×（0.1L-0.05L）}{0.15L}$=$\frac{0.5}{3}$mol/L＞0.1mol/L，則溶液的pH＞13；根據(jù)物料守恒可得：n（HA）+n（A^-）=0.5mol/L×0.05L=0.025mol，則：c（HA）+c（A^-）=$\frac{0.025mol}{0.15L}$=$\frac{0.5}{3}$mol/L，故D錯(cuò)誤；
故選C．

點(diǎn)評(píng) 本題考查了酸堿混合的定性判斷及溶液pH的計(jì)算、離子濃度定性比較，題目難度中等，根據(jù)圖象判斷HA為弱酸為解答關(guān)鍵，注意掌握酸堿混合的定性判斷及溶液pH的計(jì)算方法，D為易錯(cuò)點(diǎn)，注意混合液體積為0.15L，不是0.1L．