Question

15．常温下，浓度均为0.10mol/L、体积均为V₀的HA和HB溶液，分别加水稀释至体积V，pH随$lg\frac{V}{V_0}$的变化如图所示，下列叙述正确的是（　　）

• A． 该温度下HB的电离平衡常数约等于1.11×10^-5
• B． 相同条件下NaA溶液的pH大于NaB溶液的pH
• C． 溶液中水的电离程度：a=c＞b
• D． 当$lg\frac{V}{V_0}=3$时，若两溶液同时升高温度，则$\frac{{c（{B^-}）}}{{c（{A^-}）}}$减小

Answer 1

分析 0.1mol/L的HA溶液的pH=1，说明HA完全电离，所以HA为强酸，0.1mol/L的HB溶液的pH＞2，说明HB在溶液中部分电离，所以HB是弱酸；
A．a点时，存在平衡：HB?H⁺+B^-，稀释100倍后，HB溶液的pH=4，溶液中c（A^-）≈c（OH^-）=10^-4mol/L，结合K_a=$\frac{c（{H}^{+}）×c（{B}^{-}）}{c（HB）}$计算；
B．强酸强碱盐不水解，强碱弱酸盐水解显碱性；
C．酸抑制水的电离，酸电离出的氢离子浓度越大，对水的抑制程度越大；
D．升高温度促进弱酸的电离，酸根离子浓度增大，强酸的酸根离子浓度不变．

解答 解：0.1mol/L的HA溶液的pH=1，说明HA完全电离，所以HA为强酸，0.1mol/L的HB溶液的pH＞2，说明HB在溶液中部分电离，所以HB是弱酸；
A．a点时，存在平衡：HB?H⁺+B^-，稀释100倍后，HB溶液的pH=4，溶液中c（A^-）≈c（H⁺）=10^-4mol/L，则K_a=$\frac{c（{H}^{+}）×c（{B}^{-}）}{c（HB）}$=$\frac{1{0}^{-4}×1{0}^{-4}}{0.001-1{0}^{-4}}$=1.11×10^-5，故A正确；
B．HA为强酸，NaA是强酸强碱盐不水解，溶液显中性，NaB为强碱弱酸盐，水解显碱性，所以相同条件下NaA溶液的pH小于NaB溶液的pH，故B错误；
C．酸抑制水的电离，酸电离出的氢离子浓度越大，对水的抑制程度越大，氢离子浓度：a=c＞b，所以溶液中水的电离程度：a=c＜b，故C错误；
D．升高温度促进弱酸的电离，所以HB中B^-浓度增大，强酸的酸根离子浓度不变，所以A^-的浓度不变，因此$\frac{{c（{B^-}）}}{{c（{A^-}）}}$增大，故D错误．
故选A．

点评 本题考查弱电解质电离与影响因素、电离平衡常数、pH有关计算等，关键是根据pH的变化判断强弱电解质，注意理解电离平衡常数计算过程中的估算问题，题目难度中等．