Question

【題目】下列說(shuō)法中不正確的是（ ）

A.濃度均為0.1 molL-1的小蘇打溶液與燒堿溶液等體積混合：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(OH-)+c(HCO3-)

B.pH相同的鹽酸和硫酸，分別用蒸餾水稀釋至原體積的m倍和n倍，稀釋后兩溶液pH相等，則m>n

C.常溫下，0.1 molL-1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，則該溫度下HA的電離常數(shù)約為10-7

D.某溫度下，Fe(OH)3，Cu(OH)2分別在溶液中達(dá)到沉淀溶解平衡后，改變?nèi)芤旱?/span>pH，金屬陽(yáng)離子濃度的變化如圖。由圖可知：Ksp[Fe(OH)3]<Ksp[Cu(OH)2]

Answer 1

【答案】B

【解析】

A.濃度相等體積相等的小蘇打溶液與燒堿溶液混合，二者恰好反應(yīng)產(chǎn)生Na2CO3，根據(jù)電荷守恒可知：c(Na+)+c(H+)=2c(CO32-)+c(OH-)+c(HCO3-)，A正確；

B.鹽酸、硫酸都是強(qiáng)酸，完全電離，pH相同的鹽酸和硫酸，溶液中c(H+)相等，分別用蒸餾水稀釋至原體積的m倍和n倍，稀釋后兩溶液pH相等，說(shuō)明稀釋后溶液中c(H+)仍然相等，因此稀釋倍數(shù)m=n，B錯(cuò)誤；

C. HA是一元弱酸，在溶液中存在電離平衡，由HAH++A-，在常溫下，0.1 molL-1某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，則c(H+)=c(A-)=0.1 mol/L×0.1%=10-4 mol/L，c(HA)=0.1 mol/L-10-4 mol/L≈0.1 mol/L，所以該弱酸在常溫下的電離平衡常數(shù)為K==1×10-7，C正確；

D.Ksp[Fe(OH)3]=c(Fe3+)·c3(OH-)= c(Fe3+)· (10-12.7) 3；Ksp[Cu(OH)2]= c(Cu2+)·c2(OH-)= c(Cu2+)· (10-9.6)2；由于c(Fe3+)=c(Cu2+)，所以Ksp[Fe(OH)3]< Ksp[Cu(OH)2]，D正確；

故合理選項(xiàng)是B。