Question

15．常温下，取pH=2的 HA溶液与HB溶液各1mL，分别加水稀释，测得pH变化与稀释倍数关系如图所示．下列叙述正确的是（　　）

• A． 稀释前，c（HB）＞c（HA）=0.01 mol•L^-1
• B． HB的电离方程式为HB=H⁺+B^-
• C． NaA的水溶液中，离子浓度大小为：c（Na⁺）＞c（A^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
• D． NaA、NaB的混合溶液中：2c（Na⁺）=c（A^-）+c（B^-）+c（HB）

Answer 1

分析 弱酸中存在电离平衡，加水稀释促进弱酸电离，稀释100倍，如果是强酸，则溶液的pH增大2，如果小于2，则该酸是弱酸，根据图知，HA的pH增大2，而HB的pH增大小于2，所以HA是强酸、HB是弱酸；
A．pH相等的一元强酸和弱酸，弱酸浓度大于强酸；
B．弱酸中存在电离平衡，弱酸的电离方程式要写“?”；
C．NaA是强酸强碱盐，溶液呈中性，结合电荷守恒判断c（Na⁺）、c（A^-）相对大小；
D．任何电解质溶液中都存在物料守恒，根据电荷守恒判断．

解答 解：弱酸中存在电离平衡，加水稀释促进弱酸电离，稀释100倍，如果是强酸，则溶液的pH增大2，如果小于2，则该酸是弱酸，根据图知，HA的pH增大2，而HB的pH增大小于2，所以HA是强酸、HB是弱酸；
A．pH相等的一元强酸和弱酸，弱酸浓度大于强酸，所以稀释前c（HB）＞c（HA）=0.01 mol•L^-1，故A正确；
B．弱酸中存在电离平衡，弱酸的电离方程式要写“?”，则HB的电离方程式为HB?H⁺+B^-，故B错误；
C．NaA是强酸强碱盐，溶液呈中性，结合电荷守恒得c（Na⁺）=c（A^-），溶液中水的电离程度很小，所以离子浓度大小顺序是c（Na⁺）=c（A^-）＞c（OH^-）=c（H⁺），故C错误；
D．任何电解质溶液中都存在物料守恒，根据物料守恒得c（Na⁺）=c（A^-）+c（B^-）+c（HB），故D错误；
故选A．

点评 本题以弱电解质的电离为载体考查离子浓度大小比较，正确判断HB酸性强弱是解本题关键，根据溶质的性质结合电荷守恒、物料守恒来分析解答，题目难度不大．