Question

（2009?江蘇）下列溶液中微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是（　�。�

A．室溫下，向0.01mol?L^-1NH₄HSO₄溶液中滴加NaOH溶液至中性：c（Na⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）=c（H⁺）

B．0.1mol?L^-1NaHCO₃溶液：c（Na⁺）＞c（OH^-）＞c（HCO₃^-）＞c（H⁺）

C．Na₂CO₃溶液：c（OH^-）-c（H⁺）=c（HCO₃^-）+2c（H₂CO₃）

D．25℃時，pH=4.75、濃度均為0.1mol?L^-1的CH₃COOH、CH₃COONa混合溶液：c（CH₃COO^-）+c（OH^-）＜c（CH₃COOH）+c（H⁺）

Answer 1

分析：A、設(shè)n（NH₄HSO₄）=1 mol（即溶液體積為100L），若加入1mol NaOH，得Na₂SO₄和（NH₄）₂SO₄，溶液顯酸性，若加入2 mol NaOH，得Na₂SO₄和NH₃?H₂O，溶液顯堿性．故欲使溶液呈中性，加入的NaOH必在1～2 mol之間．而，SO₄^2-恒為1 mol，部分NH₄⁺與OH^-反應(yīng)，最終n（NH₄⁺）＜1 mol．
B、溶液呈堿性，并且HCO₃^-水解和水的電離都是微弱的，則有HCO₃^-的濃度大于OH^-濃度，．
C、運用電荷守恒和物料守恒判斷離子的關(guān)系來判斷；
D、運用電荷守恒和物料守恒判斷離子的關(guān)系來判斷；

解答：解：A、如果NH₄HSO₄與NaOH完全反應(yīng)，化學(xué)計量比是1：2，但若完全反應(yīng)溶液中有較多的NH₃．H₂O，會顯堿性，想使溶液為中性，NH₄HSO₄必須有剩余，若NH₄HSO₄與NaOH1：1反應(yīng)，那么溶液中還有很多NH₄⁺，溶液顯示酸性（NH₄⁺水解顯酸性），所以若NH₄HSO₄為1mol，設(shè)與之反應(yīng)的NaOH的用量xmol，則有1＜x＜2，則NH₄⁺的量＜1．假設(shè)溶液體積為1升，反應(yīng)結(jié)束后，SO₄^2-的量為n=0.01mol/l，Na⁺的量為x（0.01＜x＜0.02），NH₄⁺的量為y＜0.01，由于是中性，所以H⁺和OH^-的量相同，均為10^-7，故A正確；
B、NaHCO₃溶液中，OH^-是由HCO₃^-水解和水的電離所出成的，但是這些都是微弱的．HCO₃^- 的濃度大于OH^-濃度，故B錯誤；
C、由電荷守恒有：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（HCO₃^-）+2c（CO₃^2-），由物料守恒可得：c（Na⁺）=2c（HCO₃^-）+2c（CO₃^2-）+2c（H₂CO₃），將兩式中的C（Na⁺）消去，可得c（OH^-）-c（H⁺）=c（HCO₃^-）+2c（H₂CO₃），故C正確；
D、由電荷守恒有：C（CH₃COO^-）+C（OH^-）=C（H⁺）+C（Na⁺），由物料守恒可得2c（Na⁺）=C（CH₃COO^-）+C（CH₃COOH），將兩式中的C（Na⁺）消去，可得C（CH₃COO^-）+2C（OH^-）=2C（H⁺）+C（CH₃COOH）．所以C（CH₃COO^-）+C（OH^-）-C（H⁺）-C（CH₃COOH）=C（H⁺）-C（OH^-），因為pH=4.75，故C（H⁺）-C（OH^-）＞0，所以D項不等式應(yīng)為”＞”，故D錯誤．
故選AC．

點評：本題考查：①混合溶液中離子濃度的關(guān)系，②等pH的溶液中物質(zhì)的量濃度的大小關(guān)系③電離和水解的相互關(guān)系④酸式鹽溶液中離子的濃度大小關(guān)系，做題時注意電荷守恒、物料守恒的運用．