Question

13．常温下，HNO₂的电离平衡常数为K=4.6×10^-4（已知$\sqrt{4.6}$=2.14），向20mL0.01mol•L^-1的HNO₂溶液中逐滴加入相同浓度的NaOH溶液，测得混合液的pH随NaOH溶液体积的变化如图所示，下列判断正确的是（　　）

• A． HNO₂的电离方程式为HNO₂=NO₂^-+H⁺
• B． a点H₂O电离出的c（H⁺）=2.14×10^-3mol•L^-1
• C． b点溶液中离子浓度大小关系为c（NO₂^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）
• D． X值等于20

Answer 1

分析 A．亚硝酸为弱酸存在电离平衡，电离方程式用可逆号；
B．由HNO₂?H⁺+NO₂^-，K=$\frac{c（{H}^{+}）c（N{{O}_{2}}^{-}）}{c（HN{O}_{2}）}$≈$\frac{{c}^{2}（{H}^{+}）}{c（HN{O}_{2}）}$，4.6×10^-4≈$\frac{{c}^{2}（{H}^{+}）}{0.01}$，得到c（H⁺）=2.14×10^-3mol/L；
C．b点溶液为HNO₂、NaNO₂混合溶液，且浓度比为1：1；由NO₂^-+H₂O?HNO₂+OH^-，HNO₂?H⁺+NO₂^-，电离程度大于水解程度，可知溶液呈酸性；
D．向20mL0.01mol•L^-1的HNO₂溶液中逐滴加入相同浓度的NaOH溶液，若恰好反应需要氢氧化钠溶液体积20，ml，C点是溶液呈中性，溶质为HNO₂、NaNO₂混合溶液．

解答 解：A．HNO₂的电离平衡常数为K=4.6×10^-4，亚硝酸为弱酸存在电离平衡，电离方程式为HNO₂?NO₂^-+H⁺，故A错误；
B．由HNO₂?H⁺+NO₂^-，K=$\frac{c（{H}^{+}）c（N{{O}_{2}}^{-}）}{c（HN{O}_{2}）}$≈$\frac{{c}^{2}（{H}^{+}）}{c（HN{O}_{2}）}$，4.6×10^-4≈$\frac{{c}^{2}（{H}^{+}）}{0.01}$，得到c（H⁺）=2.14×10^-3mol/L，水电离出氢离子浓度远小于酸电离出氢离子，故B错误；
C．b点溶液为HNO₂、NaNO₂混合溶液，且浓度比为1：1；由NO₂^-+H₂O?HNO₂+OH^-，HNO₂?H⁺+NO₂^-，电离程度大于水解程度，可知溶液呈酸性，离子浓度大小为c（NO₂^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），故C正确；
D．向20mL0.01mol•L^-1的HNO₂溶液中逐滴加入相同浓度的NaOH溶液，若恰好反应需要氢氧化钠溶液体积20，ml，C点是溶液呈中性，溶质为HNO₂、NaNO₂混合溶液，X＜20ml，故D错误；
故选C．

点评 本题考查了弱电解质电离平衡、离子浓度大小比较、平衡常数计算、图象变化分析判断，注意中性溶液中溶质的判断，题目难度中等．