Question

【題目】室溫下，用相同物質的量濃度的 HC1 溶液，分別滴定物質的量濃度均為 0.1 mol/L 的三種堿溶液，滴定 曲線如圖所示。下列判斷正確的是

A. 滴定前，三種堿溶液中水電離出的 c(H+)大小關系： DOH>BOH>AOH

B. pH= 7 時，c(A+)=c(B+)=c(D+)

C. 滴定至 P 點時，溶液中：c(Cl-)>c(B+)>c(BOH)>c(OH-)>c(H+)

D. 當中和百分數達 100%時，將三種溶液混合后：c(AOH)+c(BOH)+c(DOH)=c(H+)-c(OH-)

Answer 1

【答案】D

【解析】

試題三種堿的起始濃度均為0.1mol/L，由圖中信息可知，起始時pH都小于13，說明三種堿均為弱堿，且堿性強弱為AOH＜BOH＜DOH，堿性越強，對水的電離的抑制作用越大。在相同條件下，鹽水解的程度由小到大的順序是DCl＜BCl＜ACl，它們水解均使溶液顯酸性。A．滴定前，三種堿液中水電離的c(H+)大小關系為AOH＞BOH＞DOH，A不正確；B．滴定至P點時，此時中和百分數為50%，即BOH恰好有一半被中和，溶液為物質的量濃度相同的BOH和BCl混合溶液，pH＞７、溶液顯堿性，則BOH的電離程度大于BCl的水解程度，所以溶液中c(Cl-)＜c(B+)， B不正確；C．pH=7時，溶液中c(H+)=c(OH﹣)，由電荷守恒可知，三種溶液中c(Cl-)均等于其c(弱堿的陽離子)。由于三種鹽在相同的條件下的水解程度由小到大的順序是DCl＜BCl＜ACl，且其水解均使溶液顯酸性，則滴定到溶液恰好呈中性時，三種溶液中消耗HCl的體積由小到大的順序為AOH＜BOH＜DOH，則三種溶液中c(Cl﹣)不相等，且c(Cl﹣)由小到大的順序為AOH＜BOH＜DOH，因而c(A+)＜c(B+)＜c(D+)，故C不正確；D．當中和百分數達100%時，三種溶液的物質的量濃度相同，混合后，根據質子守恒，c(DOH)+c(AOH)+c(BOH)+c(OH﹣)=c(H+)，則c(AOH)+c(BOH)+c(DOH)=c(H+)﹣c(OH﹣)，故D正確。本題選D。