Question

9．下列溶液中微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系不正確的是（　�。�

• A． 若將適量CO₂ 通入0.1 mol•L^-1Na₂CO₃溶液中至溶液恰好呈中性，則溶液中（不考慮溶液體積變化）  2 c（CO₃²ˉ）+c（HCO₃ˉ）=0.1 mol•L^-1
• B． 在25℃時(shí)，將c mol•L^-1的醋酸溶液與0.02 mol•L^-1NaOH溶液等體積混合后溶液恰好呈中性，用含c的代數(shù)式表示CH₃COOH的電離常數(shù)K_a=$\frac{2×1{0}^{-9}}{c-0.02}$
• C． 常溫下，將相同體積的pH=3硫酸和pH=11一元堿BOH溶液混合，所得溶液可能為中性也可能為堿性
• D． 等體積等物質(zhì)的量濃度的NaClO溶液與NaCl溶液中離子總數(shù)大�。篘_前＜N_后

Answer 1

分析 A、依據(jù)反應(yīng)過(guò)程和溶液中存在的電荷守恒分析判斷；
B、呈中性則c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L，c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）=0.01mol/L，以此計(jì)算；
C、堿的強(qiáng)弱不知，若為強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合，呈中性，若為強(qiáng)酸、弱堿混合，則相同體積的pH=3硫酸和pH=11一元堿BOH溶液混合顯堿性；
D、HClO是弱酸，所以NaClO溶液中發(fā)生水解反應(yīng)：ClO^-+H₂O?HClO+OH^-，使溶液呈堿性，氫離子濃度小于10^-7mol/L，所以NaCl溶液中C（Na⁺）+C（H⁺）大于NaClO溶液中C（Na⁺）+C（H⁺），依據(jù)電荷守恒分析．

解答 解：A、將CO₂通入0.1 mol•L^-1Na₂CO₃溶液中恰好呈中性，溶液中存在電荷守恒，c（H⁺）+c（Na⁺）=c（OH^-）+2c（CO₃^2-）+c（HCO₃^-），c（H⁺）=c（OH^-），則得到c（Na⁺）=2c（CO₃^2-）+c（HCO₃^-）=0.2mol/L，故A錯(cuò)誤；
B、呈中性則c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L，c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）=0.01mol/L，所以用含c的代數(shù)式表示CH₃COOH的電離常數(shù)K_a=$\frac{1{0}^{-7}×0.01}{\frac{c}{2}-0.01}$=$\frac{2×1{0}^{-9}}{c-0.02}$mol•L^-1，故B正確；
C、pH=3硫酸，c（H⁺）=0.001mol/L，硫酸完全電離，pH=11一元堿BOH，c（OH^-）=0.001mol/L，若為強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合，混合后溶液呈中性，若為強(qiáng)酸、弱堿混合，氫離子和氫氧根離子正好反應(yīng)生成鹽和水，而弱堿存在電離平衡，平衡右移，還可以繼續(xù)電離出氫氧根離子，所以溶液呈堿性，故C正確；
D、HClO是弱酸，所以NaClO溶液中發(fā)生水解反應(yīng)：ClO^-+H₂O?HClO+OH^-，使溶液呈堿性，氫離子濃度小于10^-7mol/L，所以NaCl溶液中C（Na⁺）+C（H⁺）大于NaClO溶液中C（Na⁺）+C（H⁺），根據(jù)電荷守恒：C（Na⁺）+C（H⁺）=C（OH^-）+c（Cl^-）可得溶液中離子總數(shù)為2×[c（Na⁺）+c（H⁺）]×V；同理可得NaClO溶液中總數(shù)為2×[c（Na⁺）+c（H⁺）]×V，所以NaCl溶液中離子總數(shù)大于NaClO溶液，故D正確；
故選A．

點(diǎn)評(píng) 本題主要考查鹽類水解、離子濃度大小比較，難度中等，注意熟練利用電荷守恒、物料守恒等解決問(wèn)題，掌握基礎(chǔ)是解題關(guān)鍵．