Question

常温下，下列说法不正确的是（　　）

• A、pH=3的硫酸溶液中水的电离程度等于pH=11的氨水溶液中水的电离程度
• B、0.1mol/L的NaHA溶液pH=5，则溶液：c（HA^-）＞c（H⁺）＞c（A^2-）＞c（H₂A）
• C、向NH₄HSO₄溶液中滴加NaOH溶液至中性，所得混合液：c（Na⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）=c（H⁺）
• D、常温下，pH=3的醋酸溶液与pH=11的NaOH溶液等体积混合，则有c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）

Answer 1

考点：离子浓度大小的比较

专题：盐类的水解专题

分析：A．水溶液中的氢氧根离子、碱溶液中的氢离子为水电离的，据此进行判断两溶液中水电离程度大小；
B.0.1mol/L的NaHA溶液pH=5，说明HA^-的电离程度大于HA^-的水解程度；
C．硫酸氢铵与氢氧化钠反应后溶液为中性，则氢离子与氢氧根离子浓度相等，再根据电荷守恒判断溶液中各离子浓度大小；
D．醋酸为弱酸，两溶液混合后醋酸过量，溶液显示酸性，根据电荷守恒可以判断钠离子与醋酸根离子浓度大小．

解答： 解：A．酸碱溶液都抑制了水的电离，pH=3的硫酸溶液中氢氧根离子为水电离的，水电离的氢离子浓度为：1×10^-11mol/L，pH=11的氨水溶液中的氢离子为水电离的，水电离的氢离子浓度为：1×10^-11mol/L，显然两溶液中水的电离程度相等，故A正确；
B.0.1mol/L的NaHA溶液pH=5，溶液显示酸性，HA^-的电离程度大于HA^-的水解程度，则c（A^2-）＞c（H₂A），由于氢离子来自水的电离和HA^-的电离，所以c（H⁺）＞c（A^2-），所以溶液中离子浓度大小为：c（HA^-）＞c（H⁺）＞c（A^2-）＞c（H₂A），故B正确；
C．向NH₄HSO₄溶液中滴加NaOH溶液至中性，则c（OH^-）=c（H⁺）；NH₄HSO₄溶液与NaOH溶液若1：1反应，则反应后的溶液显碱性，若显示中性，则NaOH溶液过量，即：c（Na⁺）＞c（SO₄^2-），显中性时溶液的溶质为硫酸钠，硫酸铵、一水合氨，根据电荷守恒可知：c（Na⁺）+c（NH₄⁺）=2c（SO₄^2-），由于c（Na⁺）＞c（SO₄^2-），所以c（NH₄⁺）＜（SO₄^2-），则溶液中离子浓度大小为：c（Na⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）=c（H⁺），故C正确；
D．常温下pH=3的醋酸溶液中醋酸的浓度远远大于0.001mol/L，pH=11的NaOH溶液的浓度为0.001mol/L，两溶液等体积混合后醋酸过量，溶液显示酸性，c（OH^-）＜c（H⁺），根据电荷守恒可得：c（Na⁺）＜c（CH₃COO^-），故D错误；
故选D．

点评：本题考查了酸碱混合后溶液中离子浓度大小比较，题目难度中等，注意掌握溶液酸碱性与溶液pH的计算方法，明确比较溶液中离子浓度大小的方法，注意电荷守恒、物料守恒、盐的水解的在解题中应用方法．