Question

1．室溫時，向20ml 0.1000mol•L^-1H₂C₂O₄溶液中滴加0.1000mol•L^-1NaOH溶液，混合溶液的pH隨滴加NaOH溶液體積的變化如圖所示．下列有關敘述錯誤的是（　　）

• A． 忽略H₂C₂O₄的第二步電離，由題給信息，可以計算出常溫下H₂C₂O₄的電離常數(shù)
• B． A、B、C三點所對應的溶液中，水的電離程度最小的是A點
• C． A、B、C三點所對應的溶液中，均有c（Na⁺）＜c（OH^-）＜c（HC₂O₄^-）＜2c（C₂O₄^2-）
• D． 在B點溶液中，生成的含鈉化合物有兩種，且n（HC₂O₄^-）+n（C₂O₄^2-）=2.0×10^-3mol

Answer 1

分析 室溫時，向20mL 0.1000mol/LH₂C₂O₄溶液中滴加0.1000mol/LNaOH溶液，發(fā)生反應為：HC₂O₄+OH^-═HC₂O₄^-+H₂O，HC₂O₄^-+OH^-═C₂O₄^2-+H₂O，消耗20mLNaOH溶液時為第一化學計量點，恰好生成NaHC₂O₄，消耗40mLNaOH溶液時為第二化學計量點，恰好生成Na₂C₂O₄，根據(jù)溶液中的守恒思想，據(jù)此分析判斷．

解答 解：室溫時，向20mL 0.1000mol/LH₂C₂O₄溶液中滴加0.1000mol/LNaOH溶液，發(fā)生反應為：HC₂O₄+OH^-═HC₂O₄^-+H₂O，HC₂O₄^-+OH^-═C₂O₄^2-+H₂O，消耗20mLNaOH溶液時為第一化學計量點，恰好生成NaHC₂O₄，消耗40mLNaOH溶液時為第二化學計量點，恰好生成Na₂C₂O₄，
A．忽略H₂C₂O₄的第二步電離，則H₂C₂O₄存在電離平衡：H₂C₂O₄?HC₂O₄^-+H⁺，起始時，0.1000mol/L的草酸溶液的pH為1.5，溶液中c（H⁺）=c（HC₂O₄^-）=10^-1.5mol/L，c（H₂C₂O₄）=0.1mol/L-10^-1.5mol/L，則草酸的電離平衡常數(shù)為K_a=$\frac{c（{H}^{+}）c（H{C}_{2}{O}_{4}^{-}）}{c（{H}_{2}{C}_{2}{O}_{4}）}$=$\frac{1{0}^{-1.5}×1{0}^{-1.5}}{0.1-1{0}^{-1.5}}$=0.015，可以計算出常溫下H₂C₂O₄的電離常數(shù)，故A正確；
B．酸或堿存在抑制水的電離，鹽類水解促進水的電離，隨著滴定反應的進行，溶液中H₂C₂O₄的量越來越少．鹽類含量越來越高，則水的電離程度逐漸增大，A、B、C三點所對應的溶液中，水的電離程度最小的是A點，故B正確；
C．A點溶液中，消耗NaOH溶液的體積為20mL，此時為第一化學計量點，恰好生成NaHC₂O₄，根據(jù)物料守恒，c（Na⁺）=c（HC₂O₄^-）+c（H₂C₂O₄）+c（C₂O₄^2-），顯然c（Na⁺）＞c（HC₂O₄^-），故C錯誤；
D．在B點溶液中，溶液為中性，則溶液中c（H⁺）=c（OH^-），溶液中既存在NaHC₂O₄，也存在Na₂C₂O₄，生成的含鈉化合物有兩種，溶液體積不確定，無法計算物質的量，故D錯誤．
故選CD．

點評 本題考查酸堿滴定原理，結合圖象分析第一化學計量點和第二化學計量點，明確滴定發(fā)生的反應，牢牢把握溶液中的守恒思想，這是常見題型，題目難度中等．