Question

【题目】室温下，用相同浓度的NaOH溶液，分别滴定相同体积、浓度均为0.l mol·L－1的三种弱酸(HA、HB和HD)溶液，滴定的曲线如图所示，下列判断正确的是（ ）

A.室温下，同浓度的NaA、NaB、NaD溶液的pH大小关系： pH(NaA)＞pH(NaB)＞pH(NaD)

B.滴定至P点时，溶液中：c(Na＋)＞c(B－)＞c(HB)＞c(H＋)＞c(OH－)

C.pH＝7时，三种溶液中：c(A－)＞c(B－)＞c(D－)

D.当恰好中和时，将三种溶液混合后：c(HA)＋c(HB)＋c(HD)＝c(OH－)－2c(H＋)

Answer 1

【答案】C

【解析】

0.1mol/LHA、HB、HD溶液的pH都大于1，说明HA、HB、HD都为弱酸；浓度相同的酸溶液，pH越小酸性越强，由图像可知酸性HA>HB>HD。

A.由分析可知酸性HA>HB>HD，酸性越强其电离平衡常数越大，含其酸根阴离子的盐水解平衡常数越小，水解后碱性越弱，故同浓度的NaA、NaB、NaD溶液的pH大小关系： pH(NaA)<pH(NaB)<pH(NaD)，A项错误；

B.P点中和50%，溶液中溶质为等物质的量浓度的酸（HB）和盐（NaB），由图可知溶液呈酸性，则c（H+）>c（OH-），且酸的电离程度大于酸根离子水解程度，

①NaB完全电离：，这一步的c（B-）=c（Na+），

②HB少部分电离：，则c（HB）>c（H+），

③NaB少部分水解 ，由于酸的电离程度大于盐的水解程度，则HB电离产生的B-相对NaB水解消耗的B-多，所以c（B-）>c（Na+），由于HB电离消耗得多，水解生成的HB少，所以c（Na+）>c（HB），则c（B-）>c（Na+）>c（HB）>c（H+）>c（OH-），故B错误；

C.当pH=7时，根据电荷守恒三种溶液中离子浓度关系为：

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-），

同浓度、同体积的酸溶液加NaOH溶液至显中性，酸越强消耗的碱越多，酸性HA>HB>HD，故消耗的NaOH：HA>HB>HD，所以中性溶液中c（Na+）（HA）>c（Na+）（HB）>c（Na+）（HD），故c(A－)＞c(B－)＞c(D－)，C项正确；

D. 恰好中和时，三种溶液所消耗的氢氧化钠体积相同，生成三种盐的浓度相同，混合后溶液因盐的水解溶液呈碱性，质子守恒的关系为：c（OH-）=c（HA）+c（HB）+c（HD）+c（H+），故D项错误。

故答案为C。