Question

25℃時，關于下列各溶液的敘述中，正確的是（ ）
A．25℃時，將20 mL 0.1mol?L^-1H₂SO₄溶液和30mL 0.15mol?L^-1NaOH溶液混合，若混合后溶液體積不變，則混合溶液的pH為11
B．常溫下，①pH=3的HCl溶液和pH=11的氨水等體積混合液 ②pH=3的HCl溶液 ③pH=11的氨水中由水電離出的c（H⁺）：①＞③＞②
C．常溫下，0.1 mol/L HA（某酸）溶液pH≠l，則BA（鹽）溶液pH一定大于7
D．25℃時，pH相同的溶液①CH₃COONa   ②C₆H₅ONa   ③NaHCO₃中c（Na⁺）：①＞③＞②

Answer 1

【答案】分析：A．首先判斷反應后溶液的酸堿性，計算出反應后c（H⁺）或c（OH^-），進而計算pH；
B．根據反應后c（H⁺）或c（OH^-）濃度比較水的電離程度；
C．常溫下，0.1 mol/L HA（某酸）溶液pH≠l，說明HA為弱酸，但BOH的堿性強弱不確定；
D．根據對應鹽水解的程度判斷濃度大�。�
解答：解：A．n（H₂SO₄）=0.02L×0.1mol?L^-1=0.002mol，n（H⁺）=0.004mol，n（OH^-）=0.03L×0.15mol?L^-1=0.0045mol，反應后堿過量，反應后的c（OH^-）==0.01mol/L，則反應后的pH=12，故A錯誤；
B．pH=3的HCl溶液和pH=11的氨水等體積混合液，氨水為弱電解質的溶液，氨水過量，反應后c（OH^-）＜0.001mol/L，
②中c（H⁺）=0.001mol/L，③中c（OH^-）=0.001mol/L，c（H⁺）或c（OH^-）越大，水的電離程度越小，則由水電離出的c（H⁺）：①＞③=②，故B錯誤；
C．常溫下，0.1 mol/L HA（某酸）溶液pH≠l，說明HA為弱酸，但BOH的堿性強弱不確定，所以反應后溶液的酸堿性不確定，故C錯誤；
D．已知酸性：CH₃COOH＞H₂CO₃＞C₆H₅OH，酸性越弱，對應的鹽水解程度越大，則pH相等時，濃度①＞③＞②，故D正確．
故選D．
點評：本題考查較為綜合，題目難度較大，注意把握酸堿混合的計算和判斷，特別是把握鹽類水解的原理和弱電解質電離的特點．