Question

常溫下，下列說法不正確的是（　�。�

• A、pH=3的硫酸溶液中水的電離程度等于pH=11的氨水溶液中水的電離程度
• B、0.1mol/L的NaHA溶液pH=5，則溶液：c（HA^-）＞c（H⁺）＞c（A^2-）＞c（H₂A）
• C、向NH₄HSO₄溶液中滴加NaOH溶液至中性，所得混合液：c（Na⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）=c（H⁺）
• D、常溫下，pH=3的醋酸溶液與pH=11的NaOH溶液等體積混合，則有c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）

Answer 1

考點：離子濃度大小的比較

專題：鹽類的水解專題

分析：A．水溶液中的氫氧根離子、堿溶液中的氫離子為水電離的，據(jù)此進行判斷兩溶液中水電離程度大��；
B.0.1mol/L的NaHA溶液pH=5，說明HA^-的電離程度大于HA^-的水解程度；
C．硫酸氫銨與氫氧化鈉反應后溶液為中性，則氫離子與氫氧根離子濃度相等，再根據(jù)電荷守恒判斷溶液中各離子濃度大�。�
D．醋酸為弱酸，兩溶液混合后醋酸過量，溶液顯示酸性，根據(jù)電荷守恒可以判斷鈉離子與醋酸根離子濃度大�。�

解答： 解：A．酸堿溶液都抑制了水的電離，pH=3的硫酸溶液中氫氧根離子為水電離的，水電離的氫離子濃度為：1×10^-11mol/L，pH=11的氨水溶液中的氫離子為水電離的，水電離的氫離子濃度為：1×10^-11mol/L，顯然兩溶液中水的電離程度相等，故A正確；
B.0.1mol/L的NaHA溶液pH=5，溶液顯示酸性，HA^-的電離程度大于HA^-的水解程度，則c（A^2-）＞c（H₂A），由于氫離子來自水的電離和HA^-的電離，所以c（H⁺）＞c（A^2-），所以溶液中離子濃度大小為：c（HA^-）＞c（H⁺）＞c（A^2-）＞c（H₂A），故B正確；
C．向NH₄HSO₄溶液中滴加NaOH溶液至中性，則c（OH^-）=c（H⁺）；NH₄HSO₄溶液與NaOH溶液若1：1反應，則反應后的溶液顯堿性，若顯示中性，則NaOH溶液過量，即：c（Na⁺）＞c（SO₄^2-），顯中性時溶液的溶質為硫酸鈉，硫酸銨、一水合氨，根據(jù)電荷守恒可知：c（Na⁺）+c（NH₄⁺）=2c（SO₄^2-），由于c（Na⁺）＞c（SO₄^2-），所以c（NH₄⁺）＜（SO₄^2-），則溶液中離子濃度大小為：c（Na⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）=c（H⁺），故C正確；
D．常溫下pH=3的醋酸溶液中醋酸的濃度遠遠大于0.001mol/L，pH=11的NaOH溶液的濃度為0.001mol/L，兩溶液等體積混合后醋酸過量，溶液顯示酸性，c（OH^-）＜c（H⁺），根據(jù)電荷守恒可得：c（Na⁺）＜c（CH₃COO^-），故D錯誤；
故選D．

點評：本題考查了酸堿混合后溶液中離子濃度大小比較，題目難度中等，注意掌握溶液酸堿性與溶液pH的計算方法，明確比較溶液中離子濃度大小的方法，注意電荷守恒、物料守恒、鹽的水解的在解題中應用方法．