Question

室溫下，取O．2mol/L H₂A溶液與xmol/L NaOH溶液等體積混合（忽略混合后溶液體積變化），測(cè)得混合溶液的pH=y，下列推斷不正確的是（　�。�

• A、當(dāng)x=0.2，則混合溶液中y可能大于7或小于7
• B、當(dāng)x=0.2，y=1，則混合溶液中：c（H⁺）=c（A^2-）+c（OH^-）
• C、當(dāng)x=0.3，y＞7，則混合溶液中：c（Na⁺）＞c（A^2-）＞c（HA^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
• D、當(dāng)x=0.4，則混合溶液中：[c（Na⁺）+c（H⁺）]＞2c（A^2-）

Answer 1

考點(diǎn)：酸堿混合時(shí)的定性判斷及有關(guān)ph的計(jì)算

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：A、從H₂A可能為強(qiáng)酸或弱酸兩種角度來分析；
B、當(dāng)x=0.2時(shí)，兩者反應(yīng)生成0.1mol/LNaHA溶液，由于y=1，故H₂A為強(qiáng)酸，NaHA全部電離為Na⁺、H⁺和A^2-；
C、當(dāng)X=3時(shí)，反應(yīng)后得濃度均為0.05mol/L的Na₂A和NaHA的混合溶液，溶液顯堿性，故A^2-的水解程度大于HA^-的電離程度，據(jù)此分析；
D、當(dāng)x=0.4時(shí)，兩者恰好完全反應(yīng)生成0.1mol/LNa₂A溶液，根據(jù)電荷守恒來分析．

解答： 解：A、若X=0.2，酸過量，如果H₂A為強(qiáng)酸，則溶液一定顯酸性，即pH＜7；如果H₂A為弱酸，生成的NaHA中的HA^-既能電離又能水解，如果HA^-的電離程度大于其水解程度，溶液顯酸性，pH＜7；如果HA^-的電離程度等于其水解程度，溶液顯中性，pH=7；如果HA^-的電離程度小于其水解程度，溶液顯堿性，pH＞7；故混合溶液中y可能大于7或小于7，故A正確；
B、當(dāng)x=0.2時(shí)，兩者反應(yīng)生成0.1mol/LNaHA溶液，由于混合溶液的y=1，說明NaHA全部電離為Na⁺、H⁺和A^2-，即H₂A為強(qiáng)酸，A^2-是強(qiáng)酸根，不水解，則0.1mol/LNaHA溶液中，C（Na⁺）=0.1mol/L，C（A^2-）=0.1mol/L，根據(jù)溶液的電荷守恒有：C（Na⁺）+C（H⁺）=2C（A^2-）+C（OH^-），故有c（H⁺）=c（A^2-）+c（OH^-），故B正確；
C、當(dāng)X=3時(shí)，反應(yīng)后得濃度均為0.05mol/L的Na₂A和NaHA的混合溶液，溶液顯堿性，說明A^2-的水解程度大于HA^-的電離程度：A^2-+H₂O?HA^-+OH^-，HA^-?A^2-+H⁺，故c（A^2-）＜0.05mol/L，c（HA^-）＞0.05mol/L，故應(yīng)有：c（HA^-）＞c（A^2-），故C錯(cuò)誤；
D、當(dāng)x=0.4時(shí)，兩者恰好完全反應(yīng)生成0.1mol/LNa₂A溶液，如果H₂A為強(qiáng)酸，則Na₂A為強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽，則溶液中電荷守恒為：c（Na⁺）+c（H⁺）=2c（A^2-）+c（OH^-），故有：[c（Na⁺）+c（H⁺）]＞2c（A^2-）；如果H₂A為弱酸，則Na₂A為弱酸強(qiáng)堿鹽，則溶液中電荷守恒為：c（Na⁺）+c（H⁺）=2c（A^2-）+c（OH^-）+c（HA^-），故有：[c（Na⁺）+c（H⁺）]＞2c（A^2-）；故D正確．
故選C．

點(diǎn)評(píng)：本題考查了酸堿混合后溶液中離子濃度的大小比較和溶液酸堿性的判斷，根據(jù)H₂A的強(qiáng)弱來討論是解題關(guān)鍵，難度不大．