Question

7．常溫下，濃度均為0.10mol/L、體積均為V₀的HA和HB溶液，分別加水稀釋至體積V，pH隨lg$\frac{V}{{V}_{0}}$的變化如圖所示，下列敘述正確的是（　　）

• A． 相同條件下NaA溶液的pH大于NaB溶液的pH
• B． 溶液中水的電離程度：a=c＞b
• C． 該溫度下HB的電離平衡常數(shù)約等于1.11×10^-5
• D． 當(dāng)lg$\frac{V}{{V}_{0}}$=3時，若兩溶液同時升高溫度，則$\frac{c（B-）}{c（A-）}$減小

Answer 1

分析 0.1mol/L的HA溶液的pH=1，說明HA完全電離，所以HA為強酸，0.1mol/L的HB溶液的pH＞2，說明HB在溶液中部分電離，所以HB是弱酸；
A．強酸強堿鹽不水解，強堿弱酸鹽水解顯堿性；
B．酸抑制水的電離，酸電離出的氫離子濃度越大，對水的抑制程度越大；
C．a(chǎn)點時，存在平衡：HB?H⁺+B^-，稀釋100倍后，HB溶液的pH=4，溶液中c（A^-）≈c（OH^-）=10^-4mol/L，結(jié)合K_a=$\frac{c（{H}^{+}）c（{B}^{-}）}{c（HB）}$計算；
D．升高溫度促進(jìn)弱酸的電離，酸根離子濃度增大，強酸的酸根離子濃度不變．

解答 解：0.1mol/L的HA溶液的pH=1，說明HA完全電離，所以HA為強酸，0.1mol/L的HB溶液的pH＞2，說明HB在溶液中部分電離，所以HB是弱酸；
A．HA為強酸，NaA是強酸強堿鹽不水解，溶液顯中性，NaB為強堿弱酸鹽，水解顯堿性，所以相同條件下NaA溶液的pH小于NaB溶液的pH，故A錯誤；
B．酸抑制水的電離，酸電離出的氫離子濃度越大，對水的抑制程度越大，氫離子濃度：a=c＞b，所以溶液中水的電離程度：a=c＜b，故B錯誤；
C．a(chǎn)點時，存在平衡：HB?H⁺+B^-，稀釋100倍后，HB溶液的pH=4，溶液中c（A^-）≈c（H⁺）=10^-4mol/L，則K_a=$\frac{c（{H}^{+}）c（{B}^{-}）}{c（HB）}$=$\frac{1{0}^{-4}×1{0}^{-4}}{0.001-1{0}^{-4}}$=1.11×10^-5，故C正確；
D．升高溫度促進(jìn)弱酸的電離，所以HB中B^-濃度增大，強酸的酸根離子濃度不變，所以A^-的濃度不變，因此$\frac{c（{B}^{-}）}{c（{A}^{-}）}$增大，故D錯誤．
故選C．

點評 本題考查弱電解質(zhì)電離與影響因素、電離平衡常數(shù)、pH有關(guān)計算等，為高考常見題型，側(cè)重于學(xué)生的分析、計算能力的考查，關(guān)鍵是根據(jù)pH的變化判斷強弱電解質(zhì)，注意理解電離平衡常數(shù)計算過程中的估算問題，題目難度中等．