Question

取浓度均为0.1mol/L的NaA和NaB两种盐溶液各1L，分别通入0.02molCO₂，发生反应：NaA+CO₂+H₂O=HA+NaHCO₃、2NaB+CO₂+H₂O=2HB+Na₂CO₃。将浓度均为0.1mol/L、体积均为1L的HA溶液和HB溶液分别加水稀释至体积为VL，溶液pH的变化曲线如图所示，则下列说法正确的是

A．HA是强酸，HB是弱酸

B．X是HB，Y是HA

C．常温下，pH相等的NaA溶液与NaB溶液的物质的量浓度：c(NaA)＜c(NaB)

D．NaA与NaB的混合溶液中：c(Na⁺)+c(H⁺)=c(A^－)+c(B^－)+c(HA)+c(HB)

Answer

B

【解析】

试题分析：由反应：NaA+CO2+H2O=HA+NaHCO3、2NaB+CO2+H2O=2HB+Na2CO3可知，酸性：H2CO3＞HA＞HCO3－＞HB。A．HA、HB浓度均为0.1mol/L，由图中起点pH值可知，pH(HA)=2，pH(HB)＞3，则HA、HB都是弱酸，故A错误；B．加水稀释，促进弱酸的电离。酸性越弱，溶液稀释后pH变化越小，所以相同倍数稀释时，pH变化小的X为酸性更弱的HB，Y为HA，故B正确；C．酸越弱，对应离子的水解能力越强，则水解能力NaB＞NaA，因两溶液水解呈碱性且pH相等，则c(NaA)＞c(NaB)，故C错误；D．NaA与NaB的混合溶液中，根据电荷守恒可得，c(Na+)+c(H+)=c(A－)+c(B－)+c(OH－)，故D错误。故选B。

考点：弱电解质的电离平衡与离子浓度大小比较