Question

12．下列有关说法正确的是（　　）

• A． 常温下，0.1 mol/L Na₂S溶液中存在：c（OH^-）=c（H⁺）+c（HS^-）+c（H₂S）
• B． 常温下，pH为1的0.1 mol/L HA溶液与0.1 mol/L NaOH溶液恰好完全反应时，溶液中一定存在：c （Na⁺）=c（A^-）＞c（OH^-）=c（H⁺）
• C． 常温下，pH=7的CH₃COONa和CH₃COOH混合溶液中c（Na⁺）=0.1 mol/L：c（Na⁺）=c（CH₃COOH）＞c（CH₃COO^-）＞c（H⁺）=c（OH^-）
• D． 常温下，将0.1 mol/L CH₃COOH溶液加水稀释，当溶液的pH从3.0升到4.0时，溶液的Kac（H⁺）值减小到原来的$\frac{1}{10}$

Answer 1

分析 A．根据硫化钠溶液中的质子守恒可得；
B．pH为1的0.1 mol/L HA溶液，说明HA为强电解质，则二者混合恰好反应生成强碱弱酸盐NaA，溶液呈中性；
C．常温下，pH=7的CH₃COONa和CH₃COOH混合溶液中c（Na⁺）=0.1 mol/L，则c（H⁺）=c（OH^-），根据电荷守恒可知：c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）=O．1mol/l；
D．稀释后氢离子浓度变为原先的$\frac{1}{10}$，结合醋酸的电离平衡常数表达式分析$\frac{{k}_{a}}{c（{H}^{+}）}$的变化．

解答 解：A．任何电解质溶液中都存在质子守恒，根据硫化钠溶液中的质子守恒得：c（OH^-）=c（H⁺）+c（HS^-）+2c（H₂S），故A错误；
B．常温下，0.1 mol/L HA溶液的pH为1，说明HA为强酸，则该HA溶液与0.1 mol/L NaOH溶液恰好完全反应时生成强酸强碱盐NaA，溶液为中性，则溶液中一定满足：：c （Na⁺）=c（A^-）＞c（OH^-）=c（H⁺），故B正确；
C．CH₃COONa和CH₃COOH混合溶液的pH=7，则c（H⁺）=c（OH^-），根据电荷守恒可知：c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）=O．1mol/L，则溶液中正确的离子浓度大小为：c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）＞c（CH₃COOH）＞c（H⁺）=c（OH^-），故C错误；
D．根据醋酸的电离平衡常数表达式可知：$\frac{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$=$\frac{{k}_{a}}{c（{H}^{+}）}$，当溶液的pH从3.0升到4.0时，溶液中氢离子浓度减小为原先的$\frac{1}{10}$，由于温度不变，醋酸的电离平衡常数不变，则$\frac{{k}_{a}}{c（{H}^{+}）}$的值增大为原先的10倍，故D错误；
故选B．

点评 本题考查了离子浓度大小比较，题目难度中等，明确电荷守恒、物料守恒、盐的水解原理的含义为解答关键，试题侧重考查学生的分析、理解能力，D为易错点，需要根据平衡常数的表达式进行转化．