Question

【題目】常溫下，向25.00mL 0.1mol·L－1 HSCN溶液中滴入0.1 mol·L－1 NaOH溶液，溶液中由水電離出的c(H+)的負對數[－1gc水(H+)]與所加NaOH溶液體積的關系如圖所示，下列說法正確的是

A. 常溫下，Ka(HSCN)約為1×10－3

B. b=25.00

C. R、Q兩點溶液對應的pH=7

D. N點溶液中：c(Na+)<c(SCN－)

Answer 1

【答案】B

【解析】

本題圖像為HSCN和NaOH的中和滴定圖像，需要關注以下幾個關鍵點：①滴定起點，此時水的電離受到抑制，可以計算出溶液中c(H+)，進而計算出Ka；②恰好反應的點（N點），此處溶液為NaSCN溶液，水的電離得到促進；③中性溶液點(R點)，此處溶液呈中性，為HSCN和NaSCN的混合溶液。需要注意的是Q點不是中性溶液點。

A.根據題圖知，0.1mol·L－1 HSCN溶液中－1gc水(H+)=11，則c水(H+)=10-11mol/L，故溶液中c(H+)=10-3mol/L，Ka(HSCN)==1×10－5，該酸為弱酸，故A錯誤；

B. N點是水的電離程度最大的點，此時溶液是硫氰化鈉溶液，酸與堿恰好反應，則b=25.00，故B正確；

C. R點為HSCN和NaSCN的混合溶液，HSCN的電離程度等于SCN-的水解程度，溶液呈中性，而Q時－1gc水(H+)=7，Q點的溶液為NaSCN和NaOH的混合溶液，溶液呈堿性，故C錯誤；

D. R點溶液呈中性，R點后（N點）繼續加入NaOH溶液，則所得溶液呈堿性，c(OH-)>c(H+)，根據電荷守恒關系：c(Na+)+ c(H+)=c(SCN－)+ c(OH-)，則：c(Na+)>c(SCN－)，故D錯誤。

答案選B。