常温下，用物質的量濃度為amol•L-1的NaOH稀溶液滴定0.1mol•L-1某*HA溶液，溶液中水電離出的...

問題詳情：

常温下，用物質的量濃度為amol•L-1的NaOH稀溶液滴定0.1mol•L-1某*HA溶液，溶液中水電離出的c水(H+)的負對數與所加NaOH溶液體積的關係如圖所示。下列説法正確( )

A．N點溶液顯**

B．Ka(HA)的值約為10-5

C．R點溶液中：c(Na+)＜c(A-)

D．Q點溶液中：c(Na+)=c(A-)+c(HA)

【回答】

B

【分析】

*或鹼抑制水電離，*中c(H+)、鹼中c(OH﹣)越大其抑制水電離程度越大，則越大；弱**離子或弱鹼陽離子促進水電離，則小，根據圖知，開始時溶質為HA，水電離的H+濃度為 110-11mol/L，HA為弱*，溶液呈**而抑制水電離，隨着NaOH的加入，溶液中c(A﹣)增大而導致水電離程度增大，NaA溶液呈鹼*，R點水電離的H+濃度為110-7mol/L，溶液pH=7，溶液呈中*，溶液中溶質為HA、NaA，N點水電離程度最大，溶液中溶質為NaA，繼續加入NaOH導致溶液中水電離程度減小，Q點溶質為NaA、NaOH。

【詳解】

A．N點溶質為強鹼弱*鹽NaA，NaA水解導致溶液呈鹼*，則N點溶液呈鹼*，故A錯誤；

B．開始時溶質為HA，HA電離程度較小，則溶液中c(HA)≈0.1mol/L，溶液中c(A﹣)≈c(H+)= mol/L=10﹣3mol/L，Ka(HA)==10﹣5，故B正確；

C．R點溶液pH=7，溶液呈中*，則溶液中c(H+)=c(OH﹣)，溶液中存在電荷守恆c(H+)+c(Na+)=c(A﹣)+c(OH﹣)，則c(Na+)=c(A﹣)，故C錯誤；

D．Q點溶質為NaOH、NaA，NaOH過量，根據物料守恆得c(Na+)＞c(A﹣)+c(HA)，故D錯誤；

故選：B。

知識點：水的電離和溶液的PH

題型：選擇題