Question

9．常温下，0.1mol/L的H₂C₂O₄溶液中H₂C₂O₄、HC₂O₄^-、C₂O₄^2-三者中所占物质的量分数（分布系数）随pH变化的关系如图所示．下列表述不正确的是（　　）

• A． HC₂O₄^-?H⁺+C₂O₄^2-    K=1×10^-4.3
• B． 在 0.1 mol/LNaHC₂O₄溶液中，各离子浓度大小关系为：c（Na⁺）＞c（HC₂O₄^-）＞c（H⁺）＞c（C₂O₄^2-）＞c（OH^-）
• C． 常温下HF的 K_a=1×10^-3.45，将少量H₂C₂O₄溶液加入到足量NaF溶液中，发生的反应为：H₂C₂O₄+F^-═HF+HC₂O₄^-
• D． 将等物质的量的NaHC₂O₄、Na₂C₂O₄溶于水中，所得溶液pH恰好为4.3

Answer 1

分析 A．K=$\frac{c（{H}^{+}）c（{C}_{2}{{O}_{4}}^{2-}）}{c（H{C}_{2}{{O}_{4}}^{-}）}$，pH=4.3时，c（C₂O₄^2-）=c（HC₂O₄^-）；
B．NaHC₂O₄溶液显酸性，以HC₂O₄^-的电离为主，在溶液中部分电离HC₂O₄^-；
C．根据电离常数判断酸性强弱，酸性强的制备酸性弱的；
D．将等物质的量的NaHC₂O₄、Na₂C₂O₄溶于水中，HC₂O₄^-电离程度大于C₂O₄^2-的水解程度．

解答 解：A．由HC₂O₄^-?H⁺+C₂O₄^2-，可知K=$\frac{c（{H}^{+}）c（{C}_{2}{{O}_{4}}^{2-}）}{c（H{C}_{2}{{O}_{4}}^{-}）}$，pH=4.3时，c（C₂O₄^2-）=c（HC₂O₄^-），所以K=c（H⁺）=1×10^-4.3，故A正确；
B．NaHC₂O₄溶液显酸性，以HC₂O₄^-的电离为主，在溶液中部分电离HC₂O₄^-，则各离子浓度大小关系为：c（Na⁺）＞c（HC₂O₄^-）＞c（C₂O₄^2-）＞c（OH^-），故B正确；
C．常温下H₂C₂O₄的K₁=10^-1.3，K₂=10^-4.3，HF的K_B=1×10^-3.45，则酸性：H₂C₂O₄＞HF＞HC₂O₄^-，所以将少量H₂C₂O₄溶液加入到足量NaF溶液中，发生的反应为H₂C₂O₄+F^-=HF+HC₂O₄^-；故C正确；
D．将等物质的量的NaHC₂O₄、Na₂C₂O₄溶于水中，HC₂O₄^-电离程度大于C₂O₄^2-的水解程度，所以溶液中c（C₂O₄^2-）＞c（HC₂O₄^-），则溶液pH大于4.3，故D错误；
故选D．

点评 本题考查离子浓度大小比较，题目难度中等，明确溶液中的溶质组成为解答的关键，并注意利用溶液中水解的程度及电离的程度、电荷守恒来分析解答．