Question

一定温度下，在0.1mol/L强电解质NaHB的溶液中，c（H⁺）＞c（OH^-），则下列判断中一定正确的是（　　）

• A、c（Na⁺）+c（H⁺）=2c（B^2-）+c（OH^-）
• B、c（Na⁺）=0.1mol/L≥c（B^2-）
• C、c（H⁺）?c（OH^-）=1.0×10^-14
• D、溶液的pH=1.0

Answer 1

考点：离子浓度大小的比较

专题：盐类的水解专题

分析：根据题意可知，NaHB是强电解质，且c（H⁺）＞c（OH^-），则溶液呈酸性，如果存在HB^-，则HB^-的电离程度大于水解程度，溶液中存在电离平衡：HB^-?B^2-+H⁺；如果不存在HB^-，则HB^-=B^2-+H⁺，然后结合溶液中电荷守恒、盐的水解及其影响、水的离子积等知识进行分析．

解答： 解：A．溶液中可能存在HB^-，则根据电荷守恒可知：c（H⁺）+c（Na⁺）=c（HB^-）+2c（B^2-）+c（OH^-），故A错误；
B．如果存在HB^-，溶液中存在电离平衡：HB^-?B^2-+H⁺，则c（Na⁺）=0.1mol?L^-1＞c（B^2-），如果不存在HB^-，c（Na⁺）=0.1mol/L=c（B^2-），所以溶液中离子浓度关系为：c（Na⁺）=0.1mol/L≥c（B^2-），故B正确；
C．温度影响水的离子积，由于没有告诉在常温下，则水的离子积不一定为c（H⁺）?c（OH^-）=1.0×10^-14，故C错误；
D．若溶液中存在HB^-，由于溶液中存在电离平衡：HB^-?B^2-+H⁺，所以氢离子浓度小于0.1mol/L，则溶液的pH＞1，故D错误；
故选B．

点评：本题考查离子浓度大小比较，题目难度中等，试题侧重于弱电解质的电离和盐类水解的考查，注意把握盐类水解的原理和规律，本题中注意溶液中不一定存在HB^-，为易错点．