Question

常温下，取pH＝2的 HA溶液与HB溶液各1 mL，分别加水稀释，测得pH变化与稀释倍数关系如图所示。下列叙述正确的是

A．HA的电离方程式为HAH^＋＋A^－

B．稀释前，c(HB) ＞ c(HA)＝0.01 mol·L^－1

C．0.1mol/L NaB溶液中: c(H^＋)= c(OH^－)+c(HB)

D．NaA、NaB的混合溶液中：

2c(Na^＋)＝c(A^－)＋c(B^－)＋c(HB)

Answer

B

【解析】

试题分析：A、根据图像曲线变化可知，将pH=2的HA稀释100倍后，溶液的pH=4，所以HA为强酸，在溶液中能完全电离，故电离方程式为HA=H++A-，A错误；B、由于HA为强酸，而稀释前pH=2，故稀释前的c（HA）=0.01 mol•L-1，而HB为弱酸，故当pH=2时，所需的c（HB）大于0.01 mol•L-1，故c（HB）＞c（HA）=0.01 mol•L-1，B正确；C、由于HB为弱酸，故NaB为强碱弱酸盐，B-在溶液中会部分水解为HB，而溶液中所有的氢离子和氢氧根均来自于水，根据质子守恒可知：c（OH-）=c（H+）+c（HB），C错误；D、对于NaA，有c（Na+）=c（A-），而对于NaB溶液，则有：c（Na+）=c（B-）+c（HB），由于不能确定二者的组织比例，因此在NaA和NaB的混合溶液中，不一定有2c（Na+）=c（A-）+c（B-）+c（HB），D错误，答案选B。

考点：考查强酸和弱酸加水稀释后pH的变化和盐溶液中离子浓度的大小比较