Question

关于下列电解质溶液的说法中，正确的是（　　）

• A、常温下，10mL 0.2mol/L NH₄NO₃溶液与10mL 0.1mol/L NaOH溶液混合后所得pH=9.6的溶液中：c（NO₃^-）＞c（NH₄⁺）＞c（Na⁺）＞c（NH₃?H₂O）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
• B、0.1mol/L Na₂S溶液中：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（S^2-）+c（HS^-）+c（OH^-）
• C、常温下a mL 0.1mol/L KOH与b mL 0.1mol/L HCN两溶液混合后pH＞7，则一定有a≥b
• D、10mL 0.1mol/L NaCl溶液中离子总数为x，10mL 0.1mol/L CH₃COONa溶液中离子总数为y，则x=y

Answer 1

考点：离子浓度大小的比较

专题：电离平衡与溶液的pH专题,盐类的水解专题

分析：A．混合溶液中溶质为等物质的量浓度的NH₄NO₃、NaNO₃、NH₃．H₂O，溶液呈碱性，说明一水合氨电离程度大于铵根离子水解程度；
B．任何电解质溶液中都存在电荷守恒，根据电荷守恒判断；
C．HCN的酸性很弱，如果溶液中有很少量HCN和大量NaCN，溶液可能也呈碱性；
D．根据电荷守恒判断．

解答： 解：A．根据物料守恒c（NH₄⁺）+c（NH₃?H₂O）=c（NO₃^-）=2c（Na⁺），电荷守恒c（Na⁺）+c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（NO₃^-）+c（OH^-），又知c（OH^-）＞c（H⁺），所以c（NH₄⁺）＞c（Na⁺）＞c（NH₃?H₂O），故A正确；
B．0.1 mol/LNa₂S溶液中：c（Na⁺）+c（H⁺）=2c（S^2-）+c（HS^-）+c（OH^-），故B错误；
C．HCN是弱酸，如果a=b则溶液pH＞7，如果a＜b则有可能溶液pH＞7，所以溶液pH＞7不一定a≥b，a＜b也有可能，故C错误；
D．NaCl溶液中电荷守恒：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），则溶液中的离子总数为2[c（Na⁺）+c（H⁺）]V，CH₃COONa溶液中电荷守恒：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CH₃COO^-）+c（OH^-），则溶液中的离子总数为2[c（Na⁺）+c（H⁺）]V，又因CH₃COONa溶液显碱性，c（OH^-）＞c（H⁺），NaCl溶液呈中性，c（OH^-）=c（H⁺），所以NaCl溶液中的c（H⁺）大于CH₃COONa溶液中的c（H⁺），所以NaCl溶液中离子总数大于CH₃COONa溶液中离子总数，故D错误；
故选A．

点评：本题考查离子浓度大小比较，正确判断溶液中溶质的性质是解本题关键，再结合守恒思想分析解答，注意D选项中根据电荷守恒和酸根离子水解综合解答，为易错点．