Question

關于下列電解質溶液的說法中，正確的是（　　）

• A、常溫下，10mL 0.2mol/L NH₄NO₃溶液與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、常溫下a mL 0.1mol/L KOH與b mL 0.1mol/L HCN兩溶液混合后pH＞7，則一定有a≥b
• D、10mL 0.1mol/L NaCl溶液中離子總數為x，10mL 0.1mol/L CH₃COONa溶液中離子總數為y，則x=y

Answer 1

考點：離子濃度大小的比較

專題：電離平衡與溶液的pH專題,鹽類的水解專題

分析：A．混合溶液中溶質為等物質的量濃度的NH₄NO₃、NaNO₃、NH₃．H₂O，溶液呈堿性，說明一水合氨電離程度大于銨根離子水解程度；
B．任何電解質溶液中都存在電荷守恒，根據電荷守恒判斷；
C．HCN的酸性很弱，如果溶液中有很少量HCN和大量NaCN，溶液可能也呈堿性；
D．根據電荷守恒判斷．

解答： 解：A．根據物料守恒c（NH₄⁺）+c（NH₃?H₂O）=c（NO₃^-）=2c（Na⁺），電荷守恒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正確；
B．0.1 mol/LNa₂S溶液中：c（Na⁺）+c（H⁺）=2c（S^2-）+c（HS^-）+c（OH^-），故B錯誤；
C．HCN是弱酸，如果a=b則溶液pH＞7，如果a＜b則有可能溶液pH＞7，所以溶液pH＞7不一定a≥b，a＜b也有可能，故C錯誤；
D．NaCl溶液中電荷守恒：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），則溶液中的離子總數為2[c（Na⁺）+c（H⁺）]V，CH₃COONa溶液中電荷守恒：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CH₃COO^-）+c（OH^-），則溶液中的離子總數為2[c（Na⁺）+c（H⁺）]V，又因CH₃COONa溶液顯堿性，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溶液中離子總數大于CH₃COONa溶液中離子總數，故D錯誤；
故選A．

點評：本題考查離子濃度大小比較，正確判斷溶液中溶質的性質是解本題關鍵，再結合守恒思想分析解答，注意D選項中根據電荷守恒和酸根離子水解綜合解答，為易錯點．