Question

13．25℃時，向盛有50mL pH=3的HA溶液的絕熱容器中加入pH=14的NaOH溶液，加入NaOH溶液的體積（V）與所得混合溶液的溫度（T）的關系如圖所示．下列敘述正確的是（　�。�

• A． HA溶液的物質的量濃度為0.01mol/L
• B． a→b的過程中，混合溶液中可能存在：c（A^-）=c（Na⁺）
• C． b→c的過程中，溫度降低的主要原因是溶液中A^-發(fā)生了水解反應
• D． 25℃時，HA的電離平衡常數(shù)K約為1.25×10^-3

Answer 1

分析 A．恰好中和時混合溶液溫度最高，即b點，此時消耗氫氧化鈉0.04mol，計算氫氧化鈉物質的量和酸物質的量相同計算得出HA的濃度；
B．NaA呈堿性，HA呈酸性，a→b的過程中，混合溶液中可能呈中性，依據(jù)電荷守恒分析；
C．b→c的過程中，溫度降低的原因是溶液中發(fā)生了反應恰好生成NaA，繼續(xù)滴加氫氧化鈉溶液不再發(fā)生反應；
D．電離平衡常數(shù)K=$\frac{c（{A}^{-}）．c（{H}^{+}）}{c（HA）}$計算得到判斷．

解答 解：A．恰好中和時混合溶液溫度最高，即b點，此時消耗氫氧化鈉=0.04L×1mol/L=0.04mol，得出50mlHA的濃度=$\frac{0.04mol}{0.05L}$=0.8mol/L，故A錯誤；
B．NaA呈堿性，HA呈酸性，a→b的過程中，混合溶液中可能呈中性，存在：c（A^-）=c（Na⁺），故B正確；
C．b→c的過程中，溫度降低的原因是溶液中發(fā)生了反應恰好生成NaA，繼續(xù)滴加氫氧化鈉溶液不再發(fā)生反應，溶液溫度降低，故C錯誤；
D．電離平衡常數(shù)K=$\frac{c（{A}^{-}）．c（{H}^{+}）}{c（HA）}$=$\frac{0.001×0.001}{0.8}$=1.25×10^-6，故D錯誤；
故選B．

點評 本題考查酸堿混合溶液定性判斷，為偏高考點，側重考查學生分析計算能力，知道酸堿混合過程中溶液溫度變化原因及曲線變化及拐點含義，難點是電離平衡常數(shù)的計算．