Question

下列敘述中正確的是（　　）

• A、常溫下，10mlpH=12的氫氧化鈉溶液中加入10mlpH=2的HA，所得溶液pH≤7
• B、25℃時，0.1mol/L與0.01mol/L的氯化銨溶液的pH前者大
• C、室溫時濃度均為0.1mol/L的NH₃?H₂O和NH₄Cl的混合液，pH為10，則，c（NH₄⁺）+c（H⁺）＜c（NH₃?H₂O）+c（OH^-）
• D、0.1mol/LNa₂S溶液：c（Na⁺）＞c（S^2-）＞c（HS^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）

Answer 1

考點：離子濃度大小的比較,鹽類水解的原理

專題：

分析：A．常溫下，pH=12的NaOH濃度小于或等于pH=2的HA溶液濃度，如果HA是強酸，二者混合后溶液呈中性，如果是弱酸，二者混合后溶液呈酸性；
B．同一溫度下，氯化銨濃度越大其水解程度越�。�
C．室溫下，混合溶液pH=10＞7，溶液呈堿性，說明c（H⁺）＜c（OH^-），則NH₄⁺的水解程度小于NH₃?H₂O電離程度；
D．Na₂S是強堿弱酸鹽，硫離子水解導致溶液呈堿性，硫離子兩步水解都生成氫氧根離子，只有一步水解生成硫氫根離子．

解答： 解：A．常溫下，pH=12的NaOH濃度小于或等于pH=2的HA溶液濃度，如果HA是強酸，二者混合后恰好反應生成強酸強堿鹽，溶液呈中性，如果是弱酸，二者混合后HA有剩余導致溶液呈酸性，所以所得溶液pH≤7，故A正確；
B．同一溫度下，氯化銨濃度越大其水解程度越小，但濃度越大銨根離子水解的越多，所以濃度越大氯化銨酸性越強，則0.1mol/L與0.01mol/L的氯化銨溶液的pH前者小，故B錯誤；
C．室溫下，混合溶液pH=10＞7，溶液呈堿性，說明c（H⁺）＜c（OH^-），則NH₄⁺的水解程度小于NH₃?H₂O電離程度，根據(jù)電荷守恒得c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），根據(jù)物料守恒得c（NH₄⁺）+c（NH₃?H₂O）=2c（Cl^-），所以得c（NH₄⁺）+2c（H⁺）=c（NH₃?H₂O）+2c（OH^-），故C錯誤；
D．Na₂S是強堿弱酸鹽，硫離子水解導致溶液呈堿性，硫離子兩步水解都生成氫氧根離子，只有一步水解生成硫氫根離子，所以c（HS^-）＜c（OH^-），故D錯誤；
故選A．

點評：本題考查離子濃度大小比較，根據(jù)溶液中的溶質(zhì)及其性質(zhì)確定溶液酸堿性，再結(jié)合守恒思想分析解答，側(cè)重考查對物料守恒、電荷守恒的應用，題目難度中等．