Question

8．25℃時，向盛有60mL pH=4HA溶液的絕熱容器中加入pH=13的NaOH溶液，所得混合溶液的溫度（T）與加入NaOH溶液體積（V）的關系如圖所示．下列敘述不正確的是（　�。�

• A． HA溶液的物質的量濃度為0.067mol•L^-1
• B． 25℃時，HA的電離平衡常數約為1.5×10^-9
• C． a→b的過程中，混合溶液中可能存在：c（A^-）=c（Na⁺）
• D． b點時：c（Na⁺）＞c（A^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）

Answer 1

分析 A．b點前后完全反應，此時消耗氫氧化鈉0.004mol，計算氫氧化鈉物質的量和酸物質的量相同計算得出HA的濃度；
B．根據電離平衡常數K=$\frac{c（{H}^{+}）c（{A}^{-}）}{c（HA）}$進行計算和判斷；
C．NaA呈堿性，HA呈酸性，a→b的過程中，混合溶液中可能呈中性，依據電荷守恒分析；
D．b點為化學計量點，HA為弱酸，NaA水解使溶液呈堿性，根據電荷守恒分析．

解答 解：A．恰好中和時混合溶液溫度最高，即b點，此時消耗氫氧化鈉=0.04L×0.1mol/L=0.004mol，得出60mlHA的濃度=$\frac{0.004mol}{0.06L}$=0.067mol/L，故A正確；
B．根據計算可知，pH=4的HA溶液的濃度為0.067mol/L，pH=4的溶液中氫離子濃度為10^-4mol/L，則溶液中c（HA）=0.067mol/L-10^-4mol/L，所以電離平衡常數K=$\frac{c（{H}^{+}）c（{A}^{-}）}{c（HA）}$=$\frac{1{0}^{-4}×1{0}^{-4}}{0.667-1{0}^{-4}}$=1.5×10^-7，故B錯誤；
C．NaA呈堿性，HA呈酸性，a→b的過程中，混合溶液中可能呈中性，則：c（A^-）=c（Na⁺），故C正確；
D．b點為化學計量點，HA為弱酸，NaA水解使溶液呈堿性，則溶液中c（OH^-）＞c（H⁺），根據電荷守恒，c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（A^-），由于c（OH^-）＞c（H⁺），則c（Na⁺）＞c（A^-），總的來說，溶液中c（Na⁺）＞c（A^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺），故D正確．
故選B．

點評 本題考查酸堿混合的定性判斷，題目難度中等，試題側重考查學生的分析、理解問題的能力及計算能力，正確分析圖象曲線變化為解答根據，注意掌握酸堿混合定性判斷的方法．