Question

下列說法正確的是（　�。�

• A、常溫下0.4 mol/L HB溶液和0.2 mol/L NaOH溶液等體積混合后溶液的pH=3，則混合溶液中離子濃度的大小順序為：c（Na⁺）＞c（B^-）＞c（H⁺）＞c（OH^-）
• B、常溫時，pH=2的CH₃COOH溶液和HCl溶液、pH=12的氨水和NaOH溶液，四種溶液中由水電離的c（H⁺）不相等
• C、pH=11的NaOH溶液與pH=3的醋酸溶液等體積混合，滴入石蕊溶液呈紅色
• D、0．lmol/L pH為4的NaHB溶液中：c（HB^-）＞c（H₂B）＞c（B^2-）

Answer 1

考點：離子濃度大小的比較,水的電離,酸堿混合時的定性判斷及有關ph的計算

專題：

分析：A、0.4mol/LHB溶液和0.2mol/LNaOH溶液等體積混合后發(fā)生反應，則實質上是0.1mol/LHB溶液和0.1mol/L NaB溶液，該溶液顯酸性，然后利用電荷守恒及物料守恒等來分析離子濃度的關系；
B、酸或堿抑制水電離，酸中氫離子或堿中氫氧根離子濃度相同，其抑制水電離程度相同；
C、pH=11的NaOH溶液中c（NaOH）=0.001mol/L，pH=3的醋酸溶液中c（CH₃COOH）＞0.001mol/L，等體積混合，酸剩余；
D、0.1mol?L^-1的NaHB溶液pH為4，說明HB^-為弱酸根，且HB^-電離程度大于其水解程度，據此判斷．

解答： 解：A、混合后為0.1mol/LHB溶液和0.1mol/L NaB溶液，溶液的PH=3，溶液呈酸性，所以酸的電離大于鹽的水解，則c（B^-）＞c（HB），鈉離子是0.1mol/L，則c（B^-）＞c（Na⁺）＞c（HB），溶液呈酸性說明溶液中c（H⁺）＞c（OH^-），但溶液中的氫離子和氫氧根離子濃度都較小，小于酸的濃度，所以離子濃度大小順序是c（B^-）＞c（Na⁺）＞c（HB）＞c（H⁺）＞c（OH^-），故A錯誤；
B、酸或堿抑制水電離，酸中氫離子或堿中氫氧根離子濃度相同，其抑制水電離程度相同，pH=2的CH₃COOH溶液和HCl溶液中氫離子濃度等于pH=12的氨水和NaOH溶液中氫氧根離子濃度，所以抑制水程度相等，所以由水電離的c（H⁺）相等，故B錯誤；
C、pH=11的NaOH溶液中c（NaOH）=0.001mol/L，pH=3的醋酸溶液中c（CH₃COOH）＞0.001mol/L，等體積混合，酸剩余，溶液呈酸性，酸能使石蕊試液呈紅色，故B正確；
D、0.1mol?L^-1的NaHB溶液pH為4，說明HB^-為弱酸根，且HB^-電離程度大于其水解程度，電離生成B^2-，水解生成H₂B，所以c（B^2-）＞c（H₂B），電離與水解程度不大，c（HB^-）最大，所以c（HB^-）＞c（B^2-）＞c（H₂B），故D錯誤；
故選C．

點評：考查鹽類水解、離子濃度大小比較等知識，難度較大，注意熟練利用電荷守恒、物料守恒和質子守恒來解題．