Question

常温下 0.1mol/L的H₂A溶液中H₂A、HA^-、A^2- 三者中所占物质的量分数(分布系数)随pH变化的关系如图所示。下列表述不正确的是(    )

A．H₂A2H⁺ + A^2-   K=10^-5.4

B．在 0.1mol/L NaHA 溶液中，各离子浓度大小关系为：

c(Na⁺)＞c(HA^-)＞c(H⁺)＞c(A^2-)＞c(OH^-)

C．已知25℃时HF的 K_a=10^-3.45，将少量H₂A的溶液加入足量NaF溶液中，发生的反应为： H₂A+F^-═ HF+HA^-

D．将等物质的量的NaHA、Na₂A溶于水中，所得溶液pH恰好为4.2

Answer

D

【解析】

试题分析：由图象可知，pH=1.2时，溶液中存在H2A、HA-，且二者浓度相等，说明H2A部分电离，电离方程式为H2A⇌H++HA-，则K1==10-1.2，pH=4.2时，HA-、A2-浓度相等，且二者浓度相等，电离方程式为HA-⇌H++A2-，则K2==10-4.2。A．H2A部分电离，分步电离，以第一步电离为主，则电离方程式为H2A⇌H++HA-，故A错误；B．pH=4.2时，HA-、A2-浓度相等，溶液呈酸性，说明HA-电离程度大于HA-水解程度，则在0.1mo/LNaHA溶液中，各离子浓度大小关系为：c(Na+)＞c(HA-)＞c(H+)，因还存在水的电离，则c(H+)＞c(A2-)＞c(OH-)，所以各离子浓度大小关系为：c(Na+)＞c(HA-)＞c(H+)＞c(A2-)＞c(OH-)，故B正确；C．已知25℃时HF的Ka=10-3.45，由以上信息可知K1==10-1.2，K2==10-4.2，则酸性H2A＞HF＞HA-，则将少量H2A的溶液加入足量的NaF溶液中，发生的反应为：H2A+F-═HF+HA-，故C正确；D．将等物质的量的NaHA、Na2A溶于水中，HA-、A2-浓度相等，K2==10-4.2，则c(H+)=10-4.2mol/L，pH为4.2，故D正确。故选A。

考点：考查了弱电解质在水溶液中的电离平衡的相关知识。