Question

若往20 mL 0.01 mol·L^-l HNO₂（弱酸）溶液中逐滴加入一定浓度的烧碱溶液，测得混合溶液的温度变化如下图所示，下列有关说法不正确的是

A．HNO₂的电离平衡常数：c点>b点

B．b点混合溶液显酸性：c(Na⁺)> c(NO₂^－) > c(H⁺)> c(OH^－)

C．c点混合溶液中：c(OH^－) > c(HNO₂)

D．d点混合溶液中：c(Na⁺)> c(OH^－) >c(NO₂^－)> c(H⁺)

Answer

B

【解析】

试题分析：A．HNO2是弱酸，在溶液中存在电离平衡，电离平衡是吸热过程，升高温度，会促进酸的电离，在c点时温度高于b点，所以电离平衡常数：c点>b点，正确；B．b点混合溶液中含有HNO2和NaNO2，由于显酸性，说明HNO2的电离作用大于NO2-的水解作用，所以c(H+)> c(OH－)，根据电荷守恒，可知c(Na+) +c(H+)= c(NO2－)+ c(OH－)，所以c(Na+)< c(NO2－)。故溶液中离子浓度关系是：c(NO2－) > c(Na+)>c(H+)> c(OH－)，错误；C．c点温度最高，混合溶液是酸碱恰好完全反应，由于产生的盐是强碱弱酸盐，所以溶液显碱性，所以 c(OH－) > c(HNO2)，正确；D．d点混合溶液是NaNO2和NaOH等物质的量的混合溶液。NO2-的水解作用消耗，所以c(OH－) >c(NO2－)，但是盐水解程度是微弱的，所以c(NO2－)> c(H+)。故溶液中离子浓度大小关系是：c(Na+)> c(OH－) >c(NO2－)> c(H+)，正确。

考点：考查弱电解质的电离、盐的水解及溶液中离子浓度大小比较的知识。