Question

常溫下，取pH=2的HA溶液與HB溶液各1mL，分別加水稀釋，測得pH變化與稀釋倍數關系如圖所示．下列敘述正確的是（　�。�

• A、HB的電離方程式為HB═H⁺+B^-
• B、稀釋前，c（HB）＞c（HA）=0.01mol?L^-1
• C、NaA的水溶液中，離子濃度大小為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

考點：酸堿混合時的定性判斷及有關ph的計算

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：A．根據圖象曲線變化可知，將pH=2的HB稀釋100倍后，溶液的pH＜4，所以HB為弱酸，溶液中只能部分電離；
B．溶液稀釋100倍，HA溶液的pH變化為2，則HA為強酸，而HB為弱酸，據此判斷稀釋前濃度大小；
C．HA為強酸，則NaA溶液為中性溶液，溶液中c（Na⁺）=c（A^-）、c（OH^-）=c（H⁺）；
D．沒有告訴NaA、NaB的濃度是否相等，無法根據物料守恒得出2c（Na⁺）=c（A^-）+c（B^-）+c（HB）．

解答： 解：A．將pH=2的HB稀釋100倍后，溶液的pH變化小于2，說明HB為弱電解質，溶液中存在電離平衡，HB的電離方程式為：HB?H⁺+B^-，故A錯誤；
B．根據圖象可知，pH2的HA稀釋100倍后，溶液的pH變化為2，則HA為強電解質，溶液中完全電離，則pH=2的HA溶液的濃度為0.01mol/L，而HB為弱酸，則稀釋前HB的濃度大于0.01mol/L，即：稀釋前，c（HB）＞c（HA）=0.01mol?L^-1，故B正確；
C．根據B可知，HA為強電解質，則NaA為強酸強堿鹽，溶液稀釋中性，則c（Na⁺）=c（A^-）、c（OH^-）=c（H⁺），溶液中離子濃度大小為：c（Na⁺）=c（A^-）＞c（OH^-）=c（H⁺），故C錯誤；
D．當NaA、NaB的濃度相等時，根據物料守恒可得：2c（Na⁺）=c（A^-）+c（B^-）+c（HB），由于不知NaA、NaB的濃度大小，無法得出2c（Na⁺）=c（A^-）+c（B^-）+c（HB），故D錯誤；
故選B．

點評：本題考查了酸堿混合的定性判斷、溶液中離子濃度大小比較，題目難度中等，注意掌握溶液酸堿性與溶液pH的關系，能夠根據電荷守恒、物料守恒、鹽的水解判斷溶液中離子濃度大小．