Question

【題目】常溫下，用0.1000mol/L的鹽酸滴定20.00mL未知濃度的Na2CO3溶液，溶液的pH與所加鹽酸體積關系如右圖所示。下列有關敘述錯誤的是

A. a點溶液呈堿性的原因用離子方程式表示為：CO32－＋H2OHCO3－＋OH－

B. b點處的溶液中c(Na+)－2c(CO32－)＝c(HCO3－)＋c(Cl－)

C. 滴定過程中使用酚酞作為指示劑比石蕊更準確

D. d點處溶液中水電離出的c(H+)小于c點處

Answer 1

【答案】B

【解析】 A、a點是Na2CO3溶液，因CO32－水解而呈堿性，且一般只寫第一步的水解方程式，所以A正確；B、根據b點溶液的pH=8可知，其溶液為等物質的量的NaCl和NaHCO3溶液，根據物料守恒可得c(Na+) —c(CO32－)=c(HCO3－)＋c(Cl－) +c(H2CO3)，若按電荷守恒，b處溶液中c(OH－)> c(H+)，則c(Na+) >2c(CO32－)+c(HCO3－)＋c(Cl－)，不能確定c(Na+)－2c(CO32－)＝c(HCO3－)＋c(Cl－)，所以B錯誤；C、Na2CO3與鹽酸的反應分兩步進行，第一步生成NaHCO3，溶液呈弱堿性，所以用酚酞作指示劑，也能求得Na2CO3的濃度，而石蕊的變色范圍大，顏色變化不明顯，所以不能用作指示劑，故C正確；由圖象可知d處溶液呈弱酸性，抑制了水的電離，而c處溶液呈中性，對水的電離沒有影響，所以D正確。本題正確答案為B。