Question

已知室溫時，0.1mol?L^-1某一元酸HX在水中有0.1%發(fā)生電離．下列敘述錯誤的是（　�。�

A、室溫時．此酸的電離平衡常數(shù)約為1×10^-7

B、由HX電離出的c（H⁺）約為水電離出的c（H⁺）的10⁶倍

C、0.1 mol?L^-1的NaX溶液中：c（Na⁺）＞c（X^一）＞c（OH^一）＞c（H⁺）

D、與pH=10的NaOH溶液等體積混合后，所得溶液的pH=7

Answer 1

分析：A．利用氫離子的濃度計算pH；
B．HA電離出的c（H⁺）為0.1mol/L×0.1%，利用Kw來計算水電離產(chǎn)生的氫離子濃度；
C．NaX為弱酸強堿鹽，NaX在溶液中水解顯堿性，以此判斷；
D．NaOH為強電解質(zhì)完全電離，與HX混合后酸過量．

解答：解：A．由HA═H⁺+Ac^-，c（H⁺）=c（Ac^-）=10^-4mol/L，則電離平衡常數(shù)為=

c(H+)?c(A-)

c(HAc)

=

10-4×10-4

0.1

=1×10^-7，故A正確；
B．HA電離出的c（H⁺）為0.1mol/L×0.1%=10^-4mol/L，水電離產(chǎn)生的氫離子濃度為10^-10mol/L，則由HA電離出的c（H⁺）約為水電離出的c（H⁺）的10⁶倍，故B正確；
C．NaX為弱酸強堿鹽，NaX在溶液中水解則c（Na⁺）＞c（X^一），溶液顯堿性則c（OH^一）＞c（H⁺），所以c（Na⁺）＞c（X^一）＞c（OH^一）＞c（H⁺），故C正確；
D．pH=10的NaOH溶液氫氧化鈉的濃度為10^-4mol/L，HX的濃度為0.1mol/L，所以二者等體積混合后酸有剩余，所得溶液的pH＜7，故D錯誤；
故選D．

點評：本題考查弱酸的電離，明確離子的濃度、溫度對電離平衡的影響及離子積的計算即可解答，難度不大．