Question

13．已知常溫下，0.1mol•L^-1的HA溶液中 $\frac{c（O{H}^{-}）}{c（{H}^{+}）}$=1×10^-8，下列敘述中正確的是（　　）

• A． 0.01 mol•L^-1HA的溶液中 c（H⁺）=l×l0^-4mol•L^-1
• B． pH=3的HA溶液與pH=ll的NaOH溶液等體積混合后所得溶液中：c（Na⁺）=c（A^-）＞c（OH^-）=c（H⁺）
• C． 濃度均為0.1 mol•L^-1的HA溶液和NaA溶液等體積混合后所得溶液顯酸性，則c（H⁺）-c（OH^-）＞c（A^-）-c（HA）
• D． pH=3的HA溶液與pH=11的NaOH溶液混合后所得溶液顯堿性，則 c（Na⁺）＞c（A^-）＞c（OH^-）＞＜c（H⁺）

Answer 1

分析 常溫下，0.1mol•L^-1的HA溶液中 $\frac{c（O{H}^{-}）}{c（{H}^{+}）}$=1×10^-8，而常溫下，c（H⁺）c（OH^-）=10^-14，據(jù)此可以解得c（H⁺）=10^-3mol/L，c（OH^-）=10^-11mol/L．
A、根據(jù)0.1mol/L的HA溶液中c（H⁺）=10^-3mol/L可知，HA為弱酸，加水稀釋，電離平衡被促進；
B、由于HA為弱酸，故pH=3的HA溶液與pH=ll的NaOH溶液等體積混合后HA過量；
C、濃度均為0.1 mol•L^-1的HA溶液和NaA溶液等體積混合后所得溶液顯酸性，說明HA的電離程度大于NaA的水解程度；
D、pH=3的HA溶液與pH=11的NaOH溶液混合后所得溶液顯堿性，則說明c（OH^-）＞c（H⁺），根據(jù)電荷守恒來分析．

解答 解：常溫下，0.1mol•L^-1的HA溶液中 $\frac{c（O{H}^{-}）}{c（{H}^{+}）}$=1×10^-8，而常溫下，c（H⁺）c（OH^-）=10^-14，據(jù)此可以解得c（H⁺）=10^-3mol/L，c（OH^-）=10^-11mol/L．可知HA為弱酸．
A、0.1mol/L的HA溶液中c（H⁺）=10^-3mol/L，由于HA為弱酸，加水稀釋，電離平衡被促進，故當加水稀釋至0.01mol/L時，溶液中氫離子濃度大于10^-4mol/L，故A錯誤；
B、由于HA為弱酸，故pH=3的HA溶液與pH=ll的NaOH溶液等體積混合后HA過量，根據(jù)電離大于水解可知，溶液顯酸性，故有c（H⁺）＞c（OH^-），根據(jù)電荷守恒可知，c（Na⁺）＜c（A^-），則應有：c（A^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），故B錯誤；
C、濃度均為0.1 mol•L^-1的HA溶液和NaA溶液等體積混合后所得溶液顯酸性，說明HA的電離程度大于NaA的水解程度，則c（A^-）＞c（HA）＞c（H⁺）＞c（OH^-），故C錯誤；
D、pH=3的HA溶液與pH=11的NaOH溶液混合后所得溶液顯堿性，則說明c（OH^-）＞c（H⁺），根據(jù)電荷守恒可知c（Na⁺）＞c（A^-），故有：c（Na⁺）＞c（A^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺），故D正確．
故選D．

點評 本題考查酸堿混合后溶液pH的判斷，題目難度不大，本題的關鍵是根據(jù)溶液中c（H⁺）與c（OH^-）的比值，結合溶液的離子積常數(shù)Kw計算出溶液的c（H⁺），判斷出HA為弱酸．