Question

【題目】常溫下，用0.1000mol/L的鹽酸滴定20.00mL未知濃度的Na2CO3溶液，溶液的pH與所加鹽酸的體積關系如圖所示。下列有關敘述正確的是（ ）

A. c點處的溶液中c(Na+)－c(Cl－)＝c(HCO)＋2c(CO)

B. a點溶液呈堿性的原因用離子方程式表示為： CO＋2H2OH2CO3＋2OH－

C. b點溶液中c(Na+)> c(HCO)> c(Cl－)

D. d點處溶液中水的電離程度大于b點處

Answer 1

【答案】A

【解析】A．c點的pH=7，溶液呈中性，則c（H+）=c（OH-），根據電荷守恒c（Na+）+c（H+）=c（Cl-）+c（HCO3-）+2c（CO32-）+c（OH-）可知：c（Na+）-c（Cl-）=c（HCO3-）+2c（CO32-），A正確；B．a點為Na2CO3溶液，碳酸根離子部分水解，溶液呈堿性，碳酸根離子的水解以第一步為主，正確的離子方程式為：CO32-+H2OHCO3-+OH-，B錯誤；C．b點溶液中的溶質是碳酸氫鈉和氯化鈉，碳酸氫根的水解程度大于電離程度，溶液顯堿性，則溶液中氯離子濃度大于碳酸氫根離子，C錯誤；D．b點碳酸氫根離子水解，促進了水的電離，而d點溶液呈酸性，抑制了水的電離，則d點處溶液中水的電離程度小于b點處，D錯誤；答案選A。