Question

5．为了更好地表示溶液的酸碱性，科学家提出了酸度的概念，定义AG=
lg$\frac{c（{H}^{+}）}{c（O{H}^{-}）}$．室温下用0.01mol/L的NaOH溶液滴定20.00mL 0.01mol/L醋酸，滴定结果如图所示．下列说法不正确的是（　　）

• A． 室温下，醋酸的电离平衡常数约为10^-5
• B． M点加入NaOH溶液的体积大于20.00mL
• C． M点时溶液中：c（CH₃COO^-）=c（Na⁺）
• D． 若N点时加入NaOH溶液的体积为40.00mL，则N点时溶液中：c（Na⁺）=2[c（CH₃COO^-）+c（CH₃COOH）]

Answer 1

分析 A．醋酸的浓度为0.01mol/L，当滴加NaOH的体积为0时，AG=7，据此计算醋酸的电离平衡常数；
B．M点时，AG=0，表明溶液中c（H⁺）=c（OH^-），显中性，若恰好为加入NaOH体积为20.00mL，为滴定终点，反应恰好生成CH3COONa，水解使溶液呈碱性；
C．M点溶液显中性，溶液中c（H⁺）=c（OH^-），根据电荷守恒判断；
D．若N点时加入NaOH溶液的体积为40.00mL，此时溶液中起始时组分为c（CH₃COONa）：c（NaOH）=1：1，根据物料守恒分析．

解答 解：A．醋酸的浓度为0.01mol/L，当滴加NaOH的体积为0时，AG=7，则溶液中$\frac{c（{H}^{+}）}{c（O{H}^{-}）}=1{0}^{7}$，由于c（H⁺）c（OH^-）=K_w=10^-14，则c（H⁺）=10^-3.5mol/L，醋酸的电离方程式为：CH₃COOH?CH₃COO^-+H⁺，则平衡时，c（CH₃COO^-）=c（H⁺）=10^-3.5mol/L，c（CH3COOH）=0.01-10^-3.5≈0.01mol/L，所以室温下，醋酸的电离平衡常数为K_a=$\frac{c（{H}^{+}）c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$=$\frac{1{0}^{-3.5}mol/L×1{0}^{-3.5}mol/L}{0.01mol/L}$=10^-5mol/L，故A正确；
B．M点时，AG=0，表明溶液中c（H⁺）=c（OH^-），显中性，若恰好为加入NaOH体积为20.00mL，为滴定终点，反应恰好生成CH3COONa，水解使溶液呈碱性，若要使溶液呈中性，则溶液中需要留有一部分CH3COOH，即未到滴定终点，所以加入NaOH的体积＜20.00mL，故B错误；
C．M点溶液显中性，溶液中c（H⁺）=c（OH^-），根据电荷守恒，c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（CH₃COO^-），由于c（H⁺）=c（OH^-），则c（CH₃COO^-）=c（Na⁺），故C正确；
D．N点时加入NaOH溶液的体积为40.00mL，此时溶液中起始时组分为c（CH₃COONa）：c（NaOH）=1：1，根据物料守恒，c（Na⁺）=2c（CH₃COO^-）+2c（CH₃COOH），即N点溶液中，c（Na⁺）=2[c（CH₃COO^-）+c（CH₃COOH）]，故D正确．
故选B．

点评 本题考查酸碱滴定原理，溶液酸碱性的判断，电离平衡常数的计算，注意是代入的平衡浓度，根据AG定义和图象变化，牢牢把握守恒思想比较溶液中离子浓度大小是解题的关键．本题难度中等，是中档题．