Question

3．常温下，将一定浓度的HA和HB分别与0.10mol•L^-1的NaOH溶液等体积混合，实验记录如下表：

混合后的溶液	加入的酸	酸的浓度/（mol•L-1）	混合后溶液的pH
①	HA	0.10	8.7
②	HB	0.12	2

下列说法中正确的是（　　）

• A． HA是强酸，HB是弱酸
• B． 升高温度，溶液②中$\frac{c（{B}^{-}）}{c（N{a}^{+}）}$增大
• C． 溶液①中离子浓度的关系：c（A^-）＞c（Na⁺）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
• D． 溶液②中离子浓度的关系：c（Na⁺）+c（H⁺）+c（B^-）=0.12 mol•L^-1

Answer 1

分析 0.10mol/L的HA与0.10mol•L^-1的NaOH溶液等体积混合，恰好完全反应生成NaA，溶液的pH=8.7，显碱性，说明NaA为强碱弱酸盐，即HA为弱酸；
0.12mol/L的HB与0.10mol•L^-1的NaOH溶液等体积混合，反应后剩余的酸的浓度为c（HB）=$\frac{0.12×V-0.1×V}{2V}$=0.01mol/L，溶液中c（H⁺）=0.01mol/l，所以HB完全电离，即NB为强酸，结合电荷守恒和物料守恒分析．

解答 解：0.10mol/L的HA与0.10mol•L^-1的NaOH溶液等体积混合，恰好完全反应生成NaA，溶液的pH=8.7，显碱性，说明NaA为强碱弱酸盐，即HA为弱酸；
0.12mol/L的HB与0.10mol•L^-1的NaOH溶液等体积混合，反应后剩余的酸的浓度为c（HB）=$\frac{0.12×V-0.1×V}{2V}$=0.01mol/L，溶液中c（H⁺）=0.01mol/l，所以HB完全电离，即NB为强酸；
A．由分析可知，HA是弱酸，HB是强酸，故A错误；
B．NaB强酸强酸碱盐，升高温度，B^-、Na⁺的浓度不变，所以溶液②中$\frac{c（{B}^{-}）}{c（N{a}^{+}）}$不变，故B错误；
C．溶液①中，恰好完全反应生成NaA，溶液的pH=8.7，显碱性，c（OH^-）＞c（H⁺），水解程度较小，所以c（A^-）＞c（OH^-），则离子浓度的关系：c（Na⁺）＞c（A^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺），故C错误；
D．溶液②中c（H⁺）=0.01mol/l，c（B^-）=0.12 mol•L^-1×$\frac{1}{2}$=0.06mol/L，c（Na⁺）=0.1mol/L×$\frac{1}{2}$=0.05mol/L，所以c（Na⁺）+c（H⁺）+c（B^-）=0.12 mol•L^-1，故D正确．
故选D．

点评 本题考查了酸碱混合溶液定性判断和定量判断、弱电解质的电离、离子浓度大小的比较，题目难度中等，根据弱电解质的电离特点结合电荷守恒和物料守恒来分析解答．