Question

常溫下，向20mL 0.2mol?L^-1 H₂SO₃，溶液中滴加0.2mol?L^-1 NaOH溶液．有關微粒的物質的量變化曲線如圖所示．（其中I代表H₂SO₃、Ⅱ代表HS

O

- 3

、Ⅲ代表S

O

2- 3

）．根據圖示下列判斷正確的是（　�。�

• A、當V（NaOH）=0時，由水電離出的c（H⁺）=1.0×10^-12??
• B、當V（NaOH）=20 mL時：c（Na⁺）＞c（HS

  O

  - 3

  ）＞c（H⁺）＞c（S

  O

  2- 3

  ）＞c（OH^-）
• C、當V（NaOH）=40 mL時2c（Na⁺）=c（S

  O

  2- 3

  ）
• D、當V（NaOH）=40 mL后，繼續(xù)滴加NaOH溶液，溶液的溫度會繼續(xù)升高

Answer 1

分析：A．當V（NaOH）=0時，酸電離生成的c（H⁺）＞2×10^-3mol/L，由水電離出的c（H⁺）_水=

KW

c(H+)

；
B．當V（NaOH）=20 mL時，發(fā)生反應為NaOH+H₂SO₃=NaHSO₃+H₂O，溶液主要為NaHSO₃，電離為主，溶液顯酸性；
C．當V（NaOH）=40 mL時，由圖象可知，溶質為Na₂SO₃，以水解為主；
D．當V（NaOH）=40 mL后，繼續(xù)滴加NaOH溶液，不再發(fā)生化學反應．

解答：解：A．當V（NaOH）=0時，由圖象可知，酸電離生成的c（H⁺）＞2×10^-3mol/L，由水電離出的c（H⁺）_水=

KW

c(H+)

≠1.0×10^-12mol/L，故A錯誤；
B．當V（NaOH）=20 mL時，發(fā)生反應為NaOH+H₂SO₃=NaHSO₃+H₂O，溶液主要為NaHSO₃，HSO₃^-電離大于水解，溶液顯酸性，則c（Na⁺）＞c（HSO₃^-）＞c（H⁺）＞c（SO₃^2-）＞c（OH^-），故B正確；
C．當V（NaOH）=40 mL時，由圖象可知，溶質為Na₂SO₃，以水解為主，則c（Na⁺）＞2c（SO₃^2-），故C錯誤；
D．當V（NaOH）=40 mL后，繼續(xù)滴加NaOH溶液，不再發(fā)生化學反應，所以溫度變化不明顯，不會繼續(xù)升高，故D錯誤；
故選B．

點評：本題考查離子反應，明確圖象中酸堿混合時溶液中的溶質是解答本題的關鍵，抓住圖中分析即可，不需要進行計算，題目難度中等．