Question

9．常溫下，向25mL 0.1mol•L^-1弱堿MOH溶液中逐滴滴加0.2mol•L^-1的HCl，溶液pH的變化曲線如圖所示（溶液混合時體積的變化忽略不計）．下列說法正確的是（　　）

• A． MOH電離方程式為：MOH═M⁺+OH^-
• B． 在b點，離子濃度大小為c（OH^-）＞c（H⁺）＞c（M⁺）＞c（Cl^-）
• C． 在c點，滴加的V（HCl）＞12.5mL
• D． 在d點，c（Cl^-）=2c（MOH）+2c（M⁺）=0.1mol•L^-1

Answer 1

分析 A．MOH是弱堿，則MOH在水溶液中部分電離生成陽離子和氫氧根離子；
B．假設MOH是強堿，b點溶液的pH=9，加入的稀鹽酸體積為xmL，則混合溶液中c（OH^-）=$\frac{0.1mol/L×0.025L-0.2mol/L×（x×1{0}^{-3}）L}{（0.025+x×1{0}^{-3}）L}$=10^-5 mol/L，x≈12.499，實際上MOH是弱堿，消耗的HCl體積小于12.499mL，則混合溶液中MOH的物質的量很少，溶質主要是MCl，溶液中c（M⁺）＞c（OH^-）；
C．MOH是弱堿，MCl是強酸弱堿鹽，其水溶液呈酸性，要使混合溶液呈中性，則MOH應該稍微過量；
D．d點溶液中溶質為HCl、MCl，且n（HCl）=2n（MOH），根據物料守恒計算．

解答 解：A．MOH是弱堿，則MOH在水溶液中部分電離生成陽離子和氫氧根離子，其電離方程式為MOH?M⁺+OH^-，故A錯誤；
B．假設MOH是強堿，b點溶液的pH=9，加入的稀鹽酸體積為xmL，則混合溶液中c（OH^-）=$\frac{0.1mol/L×0.025L-0.2mol/L×（x×1{0}^{-3}）L}{（0.025+x×1{0}^{-3}）L}$=10^-5 mol/L，x≈12.499，實際上MOH是弱堿，消耗的HCl體積小于12.499mL，則混合溶液中MOH的物質的量很少，溶質主要是MCl，溶液中c（M⁺）＞c（OH^-），溶液呈堿性，則c（OH^-）＞c（H⁺），且堿性較弱，溶液中離子濃度大小順序是c（M⁺）＞c（Cl^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺），故B錯誤；
C．MOH是弱堿，MCl是強酸弱堿鹽，其水溶液呈酸性，要使混合溶液呈中性，則MOH應該稍微過量，所以稀鹽酸體積應該小于12.5mL，故C錯誤；
D．d點溶液中溶質為HCl、MCl，且n（HCl）=2n（MOH），溶液體積增大一倍，溶液中離子濃度降為原來的一半，所以d點溶液中c（Cl^-）=2c（MOH）+2c（M⁺）=0.1mol•L^-1，故D正確；
故選D．

點評 本題以酸堿混合溶液定性判斷為載體考查圖象分析及離子濃度大小比較，為高頻考點，明確圖中各點溶液中溶質成分及其性質是解本題關鍵，注意B選項采用假設法分析解答，D中溶液體積增大導致離子濃度降低，為易錯點．