Question

【題目】常溫下，HNO2的電離平衡常數為K＝4.6×10－4(已知＝2.14)，向20 mL 0.01 mol·L－1HNO2溶液中逐滴加入相同濃度的NaOH溶液，測得混合液的pH隨NaOH溶液體積的變化如圖所示，下列判斷正確的是

A. X＝20

B. a點溶液中c(H＋)＝2.14×10－3 mol·L－1

C. a、b、c、d四點對應的溶液中水的電離程度逐漸減小

D. b點溶液中微粒濃度的大小關系為c(HNO2)＞c(Na＋)＞c()

Answer 1

【答案】B

【解析】

A. 向20mL 0.01molL1的HNO2溶液中逐滴加入相同濃度的NaOH溶液，若恰好反應需要氫氧化鈉溶液體積20 mL，C點是溶液呈中性，溶質為HNO2、NaNO2混合溶液，X<20，A項錯誤；

B. 由HNO2H++NO2，K=≈，則4.6×104≈，得到c(H+)=2.14×103 mol/L，B項正確；

C. c點是溶液呈中性，溶質為HNO2、NaNO2混合溶液；氫氧化鈉溶液體積為20mL時恰好反應，那么a到恰好完全反應時，水的電離程度逐漸增大；d點從圖中讀不出是在恰好反應之前還是恰好反應之后，C項錯誤；

D. b點溶液為HNO2、NaNO2混合溶液，且濃度比為1:1，由NO2+H2OHNO2+OH，HNO2H++NO2，電離程度大于水解程度，可知溶液呈酸性，微粒濃度大小為c(NO2)>c(Na+)>c(HNO2)，D項錯誤；

答案選B。