Question

8．25℃时，向盛有60mL pH=4HA溶液的绝热容器中加入pH=13的NaOH溶液，所得混合溶液的温度（T）与加入NaOH溶液体积（V）的关系如图所示．下列叙述不正确的是（　　）

• A． HA溶液的物质的量浓度为0.067mol•L^-1
• B． 25℃时，HA的电离平衡常数约为1.5×10^-9
• C． a→b的过程中，混合溶液中可能存在：c（A^-）=c（Na⁺）
• D． b点时：c（Na⁺）＞c（A^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）

Answer 1

分析 A．b点前后完全反应，此时消耗氢氧化钠0.004mol，计算氢氧化钠物质的量和酸物质的量相同计算得出HA的浓度；
B．根据电离平衡常数K=$\frac{c（{H}^{+}）c（{A}^{-}）}{c（HA）}$进行计算和判断；
C．NaA呈碱性，HA呈酸性，a→b的过程中，混合溶液中可能呈中性，依据电荷守恒分析；
D．b点为化学计量点，HA为弱酸，NaA水解使溶液呈碱性，根据电荷守恒分析．

解答 解：A．恰好中和时混合溶液温度最高，即b点，此时消耗氢氧化钠=0.04L×0.1mol/L=0.004mol，得出60mlHA的浓度=$\frac{0.004mol}{0.06L}$=0.067mol/L，故A正确；
B．根据计算可知，pH=4的HA溶液的浓度为0.067mol/L，pH=4的溶液中氢离子浓度为10^-4mol/L，则溶液中c（HA）=0.067mol/L-10^-4mol/L，所以电离平衡常数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错误；
C．NaA呈碱性，HA呈酸性，a→b的过程中，混合溶液中可能呈中性，则：c（A^-）=c（Na⁺），故C正确；
D．b点为化学计量点，HA为弱酸，NaA水解使溶液呈碱性，则溶液中c（OH^-）＞c（H⁺），根据电荷守恒，c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（A^-），由于c（OH^-）＞c（H⁺），则c（Na⁺）＞c（A^-），总的来说，溶液中c（Na⁺）＞c（A^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺），故D正确．
故选B．

点评 本题考查酸碱混合的定性判断，题目难度中等，试题侧重考查学生的分析、理解问题的能力及计算能力，正确分析图象曲线变化为解答根据，注意掌握酸碱混合定性判断的方法．