Question

若往20 mL 0.01 mol·L^－1HNO₂(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的电离是吸热过程，温度越高电离平衡常数越大，而c高于b，所以电离平衡常数：c点＞b点，故A正确；B、b点得到HNO2，和NaNO2混合溶液显酸性，说明电离大于水解，所以离子浓度大小为：c（NO2-）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（OH-），故B错误；C、a→c温度升高说明两者恰好完全中和，点两者恰好完全反应，而c→d温度降低，所水解为主，所以c点得到NaNO2溶液是强碱弱酸盐，水解溶液呈碱性，所以c（OH-）＞c（HNO2），故C正确；D、d点混合溶液中当c（NaOH）较大时，得到NaOH和NaNO2混合溶液，所以离子的浓度为：c（Na+）＞c（OH-）＞c（NO2-）＞c（H+），故D正确；故选B。

考点：考查了离子浓度大小的比较的相关知识。