Question

常溫下，0.1mol?L^-1某一元酸（HA）溶液中

c(OH-)

c(H+)

=1×10^-8，下列敘述正確的是（　　）

• A、溶液中水電離出的c（H⁺）=10^-10mol?L^-1
• B、溶液中c（H⁺）+c（A^-）=0.1 mol?L^-1
• C、與0.05 mol?L^-1NaOH溶液等體積混合后所得溶液中離子濃度大小關系為：c（A^-）＞c（Na⁺）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
• D、上述溶液中加入一定量CH₃COONa晶體或加水稀釋，溶液c（OH^-）均增大

Answer 1

考點：弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡

專題：

分析：根據(jù)溶液中c（OH^-）與c（H⁺）的比值結合溶液的離子積常數(shù)Kw計算出溶液的c（H⁺），判斷出酸的強弱性質(zhì)，再根據(jù)與堿反應的性質(zhì)判斷反應后溶液的pH，進而判斷反應后溶液中離子濃度的大小比較．
A、依據(jù)c（OH^-）/c（H⁺）=1×10^-8和水的離子積K_w=1×10^-14，計算得到酸溶液中的氫離子濃度為c（H⁺）=0.001mol/L，C（OH^-）=10^-11mol/L；
B、依據(jù)溶液中的物料守恒可知c（A^-）+c（HA）=0.1mol?L^-1；
C、依據(jù)反應得到的是HA和鹽NaA的混合液，根據(jù)計算判斷酸是弱酸，溶液中的電荷守恒來判斷離子濃度大小比較的正誤；
D、依據(jù)弱電解質(zhì)的電離平衡影響因素影響平衡移動的方向分析．

解答： 解：A、溶液中c（OH^-）/c（H⁺）=1×10^-8，K_w=c（H⁺）?c（OH^-）=1×10^-14，兩式中的氫離子濃度是溶液中酸電離出的，氫氧根離子濃度是水電離出的，聯(lián)立解得c（H⁺）=0.001mol/L，確定為弱酸溶液，所以溶液中c（OH^-）=10^-11mol/L，即水電離出的氫離子濃度為10^-11mol/L；故A錯誤；
B、0.1mol?L^-1某一元酸（HA）溶液中存在電離平衡，所以根據(jù)物料守恒可知c（A^-）+c（HA）=0.1mol?L^-1，所以c（H⁺）+c（A^-）=0.1mol?L^-1是錯誤的，故B錯誤；
C、0.1mol?L^-1某一元酸（HA）溶液與0.05mol?L^-1NaOH溶液等體積混合后反應，反應后的溶液為等濃度的酸HA和鹽NaA的混合液，溶液中一定存在電荷守恒；[H⁺]+[Na⁺]=[OH^-]+[A^-]，按照選項中的離子濃度大小，若c（A^-）＞c（Na⁺），根據(jù)電荷守恒應有c（OH^-）＜c（H⁺），故C錯誤；
D、通過計算可知酸為弱酸存在 電離平衡HA?H⁺+A^-，加水稀釋促進電離，氫離子濃度減小，加入一定量CH₃COONa晶體，溶解生成的CH₃COO^-離子結合氫離子生成弱酸，則氫離子濃度減小，根據(jù)溫度一定時溶液中氫離子濃度與氫氧根離子濃度乘積為常數(shù)，所以加入水和加入一定量CH₃COONa晶體，使氫離子濃度減小，氫氧根離子濃度增大，故D正確．
故選D．

點評：本題考查酸堿混合后溶液pH的判斷，題目難度不大，本題的關鍵是根據(jù)溶液中c（H⁺）與c（OH^-）的比值，結合溶液的離子積常數(shù)Kw計算出溶液的c（H⁺），判斷出HA為弱酸．