Question

12．下列有關說法正確的是（　　）

• A． 常溫下，0.1 mol/L Na₂S溶液中存在：c（OH^-）=c（H⁺）+c（HS^-）+c（H₂S）
• B． 常溫下，pH為1的0.1 mol/L HA溶液與0.1 mol/L NaOH溶液恰好完全反應時，溶液中一定存在：c （Na⁺）=c（A^-）＞c（OH^-）=c（H⁺）
• C． 常溫下，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． 常溫下，將0.1 mol/L CH₃COOH溶液加水稀釋，當溶液的pH從3.0升到4.0時，溶液的Kac（H⁺）值減小到原來的$\frac{1}{10}$

Answer 1

分析 A．根據硫化鈉溶液中的質子守恒可得；
B．pH為1的0.1 mol/L HA溶液，說明HA為強電解質，則二者混合恰好反應生成強堿弱酸鹽NaA，溶液呈中性；
C．常溫下，pH=7的CH₃COONa和CH₃COOH混合溶液中c（Na⁺）=0.1 mol/L，則c（H⁺）=c（OH^-），根據電荷守恒可知：c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）=O．1mol/l；
D．稀釋后氫離子濃度變為原先的$\frac{1}{10}$，結合醋酸的電離平衡常數表達式分析$\frac{{k}_{a}}{c（{H}^{+}）}$的變化．

解答 解：A．任何電解質溶液中都存在質子守恒，根據硫化鈉溶液中的質子守恒得：c（OH^-）=c（H⁺）+c（HS^-）+2c（H₂S），故A錯誤；
B．常溫下，0.1 mol/L HA溶液的pH為1，說明HA為強酸，則該HA溶液與0.1 mol/L NaOH溶液恰好完全反應時生成強酸強堿鹽NaA，溶液為中性，則溶液中一定滿足：：c （Na⁺）=c（A^-）＞c（OH^-）=c（H⁺），故B正確；
C．CH₃COONa和CH₃COOH混合溶液的pH=7，則c（H⁺）=c（OH^-），根據電荷守恒可知：c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）=O．1mol/L，則溶液中正確的離子濃度大小為：c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）＞c（CH₃COOH）＞c（H⁺）=c（OH^-），故C錯誤；
D．根據醋酸的電離平衡常數表達式可知：$\frac{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$=$\frac{{k}_{a}}{c（{H}^{+}）}$，當溶液的pH從3.0升到4.0時，溶液中氫離子濃度減小為原先的$\frac{1}{10}$，由于溫度不變，醋酸的電離平衡常數不變，則$\frac{{k}_{a}}{c（{H}^{+}）}$的值增大為原先的10倍，故D錯誤；
故選B．

點評 本題考查了離子濃度大小比較，題目難度中等，明確電荷守恒、物料守恒、鹽的水解原理的含義為解答關鍵，試題側重考查學生的分析、理解能力，D為易錯點，需要根據平衡常數的表達式進行轉化．