室温时，0.1 mol·L－1的HA溶液的pH=3，向该溶液中逐滴加入NaOH，在滴加过程中，有关叙述正确的是A.原HA溶液中，c(H+)=c(OH－)+c(A－)B.当滴入少量的NaOH，促进了HA的电离，溶液的pH降低C.当恰好完全中和时，溶液呈中性D.当NaOH溶液过量时，可能出现：c(A－)>c(Na+)>c(OH－)>c(H+)
网友回答
A解析试题分析：设HA的电离程度为x，则其变化浓度为0.1x mol·L－1，根据各组分的变化浓度之比等于系数之比可知，溶液中c(H+)=0.1x mol·L－1，由pH=3可知，溶液中c(H+)=10ˉ3mol·L－1，所以0.1x =10ˉ3，x=1%，说明HA是弱酸。根据电荷守恒原理可知，c(H+)=c(OH－)+c(A－) ，故A正确；加入的NaOH与H+易反应，导致溶液中c(H+)减小，HA的电离平衡右移，促进HA的电离，但溶液的酸性减弱或pH增大，故B错误；HA是弱酸，NaOH是强碱，二者恰好完全中和时生成强碱弱酸盐NaA和H2O，根据盐类水解的规律可知，强碱弱酸盐溶液显弱碱性，故C错误；根据物料守恒原理可知，NaOH过量时HA不足，则溶液中c(Na+)一定大于c(A－)，故D错误。考点：考查水溶液中的离子平衡，涉及溶液中粒子浓度大小、电离平衡和溶液的酸碱性等知识。