Question

5．為了更好地表示溶液的酸堿性，科學家提出了酸度的概念，定義AG=
lg$\frac{c（{H}^{+}）}{c（O{H}^{-}）}$．室溫下用0.01mol/L的NaOH溶液滴定20.00mL 0.01mol/L醋酸，滴定結果如圖所示．下列說法不正確的是（　�。�

• A． 室溫下，醋酸的電離平衡常數約為10^-5
• B． M點加入NaOH溶液的體積大于20.00mL
• C． M點時溶液中：c（CH₃COO^-）=c（Na⁺）
• D． 若N點時加入NaOH溶液的體積為40.00mL，則N點時溶液中：c（Na⁺）=2[c（CH₃COO^-）+c（CH₃COOH）]

Answer 1

分析 A．醋酸的濃度為0.01mol/L，當滴加NaOH的體積為0時，AG=7，據此計算醋酸的電離平衡常數；
B．M點時，AG=0，表明溶液中c（H⁺）=c（OH^-），顯中性，若恰好為加入NaOH體積為20.00mL，為滴定終點，反應恰好生成CH3COONa，水解使溶液呈堿性；
C．M點溶液顯中性，溶液中c（H⁺）=c（OH^-），根據電荷守恒判斷；
D．若N點時加入NaOH溶液的體積為40.00mL，此時溶液中起始時組分為c（CH₃COONa）：c（NaOH）=1：1，根據物料守恒分析．

解答 解：A．醋酸的濃度為0.01mol/L，當滴加NaOH的體積為0時，AG=7，則溶液中$\frac{c（{H}^{+}）}{c（O{H}^{-}）}=1{0}^{7}$，由于c（H⁺）c（OH^-）=K_w=10^-14，則c（H⁺）=10^-3.5mol/L，醋酸的電離方程式為：CH₃COOH?CH₃COO^-+H⁺，則平衡時，c（CH₃COO^-）=c（H⁺）=10^-3.5mol/L，c（CH3COOH）=0.01-10^-3.5≈0.01mol/L，所以室溫下，醋酸的電離平衡常數為K_a=$\frac{c（{H}^{+}）c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$=$\frac{1{0}^{-3.5}mol/L×1{0}^{-3.5}mol/L}{0.01mol/L}$=10^-5mol/L，故A正確；
B．M點時，AG=0，表明溶液中c（H⁺）=c（OH^-），顯中性，若恰好為加入NaOH體積為20.00mL，為滴定終點，反應恰好生成CH3COONa，水解使溶液呈堿性，若要使溶液呈中性，則溶液中需要留有一部分CH3COOH，即未到滴定終點，所以加入NaOH的體積＜20.00mL，故B錯誤；
C．M點溶液顯中性，溶液中c（H⁺）=c（OH^-），根據電荷守恒，c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（CH₃COO^-），由于c（H⁺）=c（OH^-），則c（CH₃COO^-）=c（Na⁺），故C正確；
D．N點時加入NaOH溶液的體積為40.00mL，此時溶液中起始時組分為c（CH₃COONa）：c（NaOH）=1：1，根據物料守恒，c（Na⁺）=2c（CH₃COO^-）+2c（CH₃COOH），即N點溶液中，c（Na⁺）=2[c（CH₃COO^-）+c（CH₃COOH）]，故D正確．
故選B．

點評 本題考查酸堿滴定原理，溶液酸堿性的判斷，電離平衡常數的計算，注意是代入的平衡濃度，根據AG定義和圖象變化，牢牢把握守恒思想比較溶液中離子濃度大小是解題的關鍵．本題難度中等，是中檔題．