Question

7．下列說法不正確的是（　　）

• A． 等體積等物質(zhì)的量濃度的CH₃COONa（aq）與NaCl（aq）中離子總數(shù)大小：N_前＞N_后
• B． 0.1 mol•L^-1醋酸溶液中：c²（H⁺）=c（H⁺）•c（CH₃COO^-）+K_W
• C． 常溫下醋酸和醋酸鈉混合溶液中c（CH₃COOH）、c（CH₃COO^-）與pH的關(guān)系如圖所示，當(dāng)pH=4.5時，溶液中：c（CH₃COOH）＞c（CH₃COO^-）＞c（H⁺）＞c（OH^-）
  
• D． 在25℃時，將c mol•L^-1的醋酸溶液與0.02 mol•L^-1NaOH溶液等體積混合后溶液剛好呈中性，用含c的代數(shù)式表示CH₃COOH的電離常數(shù)K_a=2×10^-9/（c-0.02）

Answer 1

分析 A．強(qiáng)堿弱酸鹽發(fā)生水解以及電荷守恒來分析判斷；
B.0.1mol•L^-1某一元弱酸溶液中：c（H⁺）²=c（H⁺）•c（CH₃COO^-）+K_W，整理可得：c（H⁺）=c（CH₃COO^-）+$\frac{Kw}{c（{H}^{+}）}$=c（CH₃COO^-）+c（OH^-），該關(guān)系滿足電荷守恒；
C．由圖象可看出，濃度增大的曲線應(yīng)為c（CH₃COO^-），濃度減小的曲線應(yīng)為c（CH₃COOH），W點時c（CH₃COOH）=c（CH₃COO^-）；
D．常溫下兩溶液反應(yīng)后呈中性，則c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L，c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）=0.01mol/L，據(jù)此結(jié)合醋酸的電離平衡常數(shù)表達(dá)式計算．

解答 解：A．醋酸是弱酸，所以CH₃COONa溶液中發(fā)生水解反應(yīng)：CH₃COO-+H₂O?CH₃COOH+OH^-，使溶液呈堿性，氫離子濃度小于10^-7mol/L，所以NaCl溶液中c（Na⁺）+c（H⁺）大于CH₃COONa溶液中c（Na⁺）+c（H⁺），根據(jù)電荷守恒：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（Cl^-）可得溶液中離子總數(shù)為2×[c（Na⁺）+c（H⁺）]×V；同理可得CH₃COONa溶液中總數(shù)為2×[c（Na⁺）+c（H⁺）]×V，所以NaCl溶液中離子總數(shù)大于CH₃COONa溶液，即：N_前＜N_后，故A錯誤；
B．該一元弱酸溶液中滿足：c（H⁺）²=c（H⁺）•c（CH₃COO^-）+K_W，方程式兩同時除以氫離子濃度可得：c（H⁺）=c（CH₃COO^-）+$\frac{Kw}{c（{H}^{+}）}$=c（CH₃COO^-）+c（OH^-），根據(jù)HA溶液中的電荷守恒可知：c（H⁺）=c（CH₃COO^-）+c（OH^-），故B正確；
C．由圖象可看出，濃度增大的曲線應(yīng)為c（CH₃COO^-），濃度減小的曲線應(yīng)為c（CH₃COOH），W點時c（CH₃COOH）=c（CH₃COO^-），所以當(dāng)pH=4.5時，溶液中：c（CH₃COOH）＞c（CH₃COO^-）＞c（H⁺）＞c（OH^-），故C正確；
D．反應(yīng)后溶液呈中性，則c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L，c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）=0.01mol/L，
根據(jù)物料守恒，反應(yīng)后溶液中醋酸的濃度為：（$\frac{c}{2}$-0.1）mol/L，
所以用含c的代數(shù)式表示CH₃COOH的電離常數(shù)為：K_a=$\frac{1{0}^{-7}×0.01}{\frac{c}{2}-0.01}$=$\frac{2×1{0}^{-9}}{c-0.02}$，故D正確；
故選A．

點評 本題考查了離子濃度大小比較、酸堿混合的定性判斷等知識，題目難度中等，注意掌握鹽的水解原理、酸堿混合的定性判斷方法，能夠根據(jù)電荷守恒、物料守恒、鹽的水解原理判斷溶液中各離子濃度大小．