Question

【題目】室溫下，向10.00mL0.1000mol·L-1HCl和0.1000mol·L-1CH3COOH的混合溶液中滴入0.1000mol·L-1NaOH溶液，溶液pH的變化曲線如圖所示。已知：常溫下，Ka(CH3COOH)=1.75×10-5。下列敘述錯誤的是

A.a點所示溶液中，CH3COOH的電離度約為1.75×10-2%

B.a、b、c三點所示溶液中，水的電離程度最大的是c點

C.c點所示溶液中：c(Na+)>c(C1-)>c(CH3COOH>c(OH-)>c(H+)

D.加熱b點所示溶液，的值減小

Answer 1

【答案】C

【解析】

由題給信息可知，向10.00mL0.1000mol·L-1HCl和0.1000mol·L-1CH3COOH的混合溶液中滴入10mL0.1000mol·L-1NaOH溶液，鹽酸剛好完全反應，此時溶液為NaCl和CH3COOH的混合溶液；加入20mL0.1000mol·L-1NaOH溶液，溶液中的溶質為：NaCl、CH3COONa，且二者的物質的量濃度相等。據此進行分析。

A．a點溶液中鹽酸對醋酸的電離有抑制作用，此時c(CH3COOH)約等于c(H+)，則根據電離平衡常數，可得，故已電離的，則醋酸的電離度=，A項正確；

B．a點溶液為HCl和CH3COOH的混合溶液，b溶液為NaCl和CH3COOH的混合溶液，c點溶液中的溶質為：NaCl、CH3COONa，在a、b點水的電離都受到抑制，只有c點，NaCl對水的電離無影響，CH3COO-發生水解，促進了水的電離，故a、b、c三點所示溶液中，水的電離程度最大的是c點，B項正確；

C．c點所示溶液中溶質為物質的量之比為1:1的NaCl和CH3COONa，CH3COO-發生微弱的水解，則離子濃度大小關系應為：c(Na+)>c(C1-)>c(CH3COO-)>c(OH-)> c(CH3COOH)＞c(H+)，C項錯誤；

D．b點時，溶液為NaCl和CH3COOH的混合溶液，因為CH3COOH為弱電解質，加熱會促進CH3COOH的電離，則c(CH3COO-)濃度增大，而c(Cl-)濃度無變化，則的值減小，D項正確；

答案選C。