Question

室溫時，0.1 mol·L^-1的HA溶液的pH=3，向該溶液中逐滴加入NaOH，在滴加過程中，有關(guān)敘述正確的是

1. A.
   原HA溶液中，c(H⁺)=c(OH^-)+c(A^-)
2. B.
   當(dāng)?shù)稳肷倭康腘aOH，促進(jìn)了HA的電離，溶液的pH降低
3. C.
   當(dāng)恰好完全中和時，溶液呈中性
4. D.
   當(dāng)NaOH溶液過量時，可能出現(xiàn)：c(A^-)>c(Na⁺)>c(OH^-)>c(H⁺)

Answer 1

A
試題分析：設(shè)HA的電離程度為x，則其變化濃度為0.1x mol·L^－1，根據(jù)各組分的變化濃度之比等于系數(shù)之比可知，溶液中c(H⁺)="0.1x" mol·L^－1，由pH=3可知，溶液中c(H⁺)=10ˉ³mol·L^－1，所以0.1x =10ˉ³，x=1%，說明HA是弱酸。根據(jù)電荷守恒原理可知，c(H⁺)=c(OH^－)+c(A^－) ，故A正確；加入的NaOH與H⁺易反應(yīng)，導(dǎo)致溶液中c(H⁺)減小，HA的電離平衡右移，促進(jìn)HA的電離，但溶液的酸性減弱或pH增大，故B錯誤；HA是弱酸，NaOH是強(qiáng)堿，二者恰好完全中和時生成強(qiáng)堿弱酸鹽NaA和H₂O，根據(jù)鹽類水解的規(guī)律可知，強(qiáng)堿弱酸鹽溶液顯弱堿性，故C錯誤；根據(jù)物料守恒原理可知，NaOH過量時HA不足，則溶液中c(Na⁺)一定大于c(A^－)，故D錯誤。
考點(diǎn)：考查水溶液中的離子平衡，涉及溶液中粒子濃度大小、電離平衡和溶液的酸堿性等知識。