Question

常温下，0.1mol?L^-1某一元酸（HA）溶液中

c(OH-)

c(H+)

=1×10^-8，下列叙述正确的是（　　）

• A、溶液中水电离出的c（H⁺）=10^-10mol?L^-1
• B、溶液中c（H⁺）+c（A^-）=0.1 mol?L^-1
• C、与0.05 mol?L^-1NaOH溶液等体积混合后所得溶液中离子浓度大小关系为：c（A^-）＞c（Na⁺）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
• D、上述溶液中加入一定量CH₃COONa晶体或加水稀释，溶液c（OH^-）均增大

Answer 1

考点：弱电解质在水溶液中的电离平衡

专题：

分析：根据溶液中c（OH^-）与c（H⁺）的比值结合溶液的离子积常数Kw计算出溶液的c（H⁺），判断出酸的强弱性质，再根据与碱反应的性质判断反应后溶液的pH，进而判断反应后溶液中离子浓度的大小比较．
A、依据c（OH^-）/c（H⁺）=1×10^-8和水的离子积K_w=1×10^-14，计算得到酸溶液中的氢离子浓度为c（H⁺）=0.001mol/L，C（OH^-）=10^-11mol/L；
B、依据溶液中的物料守恒可知c（A^-）+c（HA）=0.1mol?L^-1；
C、依据反应得到的是HA和盐NaA的混合液，根据计算判断酸是弱酸，溶液中的电荷守恒来判断离子浓度大小比较的正误；
D、依据弱电解质的电离平衡影响因素影响平衡移动的方向分析．

解答： 解：A、溶液中c（OH^-）/c（H⁺）=1×10^-8，K_w=c（H⁺）?c（OH^-）=1×10^-14，两式中的氢离子浓度是溶液中酸电离出的，氢氧根离子浓度是水电离出的，联立解得c（H⁺）=0.001mol/L，确定为弱酸溶液，所以溶液中c（OH^-）=10^-11mol/L，即水电离出的氢离子浓度为10^-11mol/L；故A错误；
B、0.1mol?L^-1某一元酸（HA）溶液中存在电离平衡，所以根据物料守恒可知c（A^-）+c（HA）=0.1mol?L^-1，所以c（H⁺）+c（A^-）=0.1mol?L^-1是错误的，故B错误；
C、0.1mol?L^-1某一元酸（HA）溶液与0.05mol?L^-1NaOH溶液等体积混合后反应，反应后的溶液为等浓度的酸HA和盐NaA的混合液，溶液中一定存在电荷守恒；[H⁺]+[Na⁺]=[OH^-]+[A^-]，按照选项中的离子浓度大小，若c（A^-）＞c（Na⁺），根据电荷守恒应有c（OH^-）＜c（H⁺），故C错误；
D、通过计算可知酸为弱酸存在 电离平衡HA?H⁺+A^-，加水稀释促进电离，氢离子浓度减小，加入一定量CH₃COONa晶体，溶解生成的CH₃COO^-离子结合氢离子生成弱酸，则氢离子浓度减小，根据温度一定时溶液中氢离子浓度与氢氧根离子浓度乘积为常数，所以加入水和加入一定量CH₃COONa晶体，使氢离子浓度减小，氢氧根离子浓度增大，故D正确．
故选D．

点评：本题考查酸碱混合后溶液pH的判断，题目难度不大，本题的关键是根据溶液中c（H⁺）与c（OH^-）的比值，结合溶液的离子积常数Kw计算出溶液的c（H⁺），判断出HA为弱酸．