Question

【題目】室溫下，用相同濃度的NaOH溶液分別滴定濃度均為0.10mol·L-1的三種酸(HA、HB和HD)溶液，滴定的曲線如圖所示。下列判斷不正確的是

A. 三種酸的電離平衡常數(shù)：K(HA)>K(HB)>K(HD)

B. 滴定至M點時，溶液中：c(B-)>c(Na+)>c(HB)>cH+)>c(OH-)

C. pH=7時，三種溶液中：c(A-)>c(B-)>c(D-)

D. 當中和百分數(shù)達到100%時，三種溶液中：c(HA)>c(HB)>c(HD)

Answer 1

【答案】D

【解析】A．相同物質(zhì)的量濃度的一元酸，酸的pH越小，氫離子濃度越大，說明酸的電離程度越大，則該酸的酸性越強，其電離平衡常數(shù)越大，根據(jù)圖知，未加NaOH溶液時，pH：HA<HB<HD，說明酸的電離程度HA>HB>HD，則KHA>KHB>KHD，故A正確；B．中和50%即P點，溶液中溶質(zhì)為等物質(zhì)的量濃度的酸（HB）和鹽（NaB），由圖可知溶液呈酸性，則c（H+）>c（OH-），且酸的電離程度大于酸根離子水解程度，①NaB完全電離：NaB=Na++B-，這一步的c（B-）=c（Na+），②HB少部分電離：HBH++B-，則c（HB）>c（H+），③NaB少部分水 B-+H2OHB+OH-，由于酸的電離程度大于鹽的水解程度，則HB電離產(chǎn)生的B-相對NaB水解消耗的B-多，所以c（B-）>c（Na+），由于HB電離消耗得多，水解生成的HB少，所以c（Na+）>c（HB），則c（B-）>c（Na+）>c（HB）>c（H+）>c（OH-），故B正確；C．當PH=7時，根據(jù)電荷守恒三種溶液中離子濃度關(guān)系為：c（Na+）+c（H+）=c（A-）+c（OH-），由于c（H+）=c（OH-），所以c（Na+）=c（A-），c（Na+）+c（H+）=c（B-）+c（OH-），由于c（H+）=c（OH-），所以c（Na+）=c（B-），c（Na+）+c（H+）=c（D-）+c（OH-），由于c（H+）=c（OH-），所以c（Na+）=c（D-），由于三種酸的酸性強弱順序為HA>HB>HD，所以對應離子的水解程度為D->B->A-，水解程度越大溶液呈中性時所消耗的氫氧化鈉越少，則三種溶液中c(A-)>c(B-)>c(D-)，故C錯誤；D．恰好中和時，三種溶液所消耗的氫氧化鈉體積相同，生成三種鹽的濃度相同，混合后溶液因鹽的水解呈堿性，酸性越弱水解程度越大，三種離子的水解程度為D->B->A-，水解生成對應的酸，所以有c(HD)>c(HB)>c(HA)，故D錯誤；本題選：D。