Question

常溫時，下列敘述正確的組合是（　　）
①pH=1的強酸溶液，加水稀釋后，溶液中離子濃度都降低．
②pH=2的鹽酸和pH=1的鹽酸，c（H⁺）之比為2：1
③pH相等的三種溶液：a．CH₃COONab．NaHCOc．NaOH，其溶質物質的量濃度由小到大順序為：c、b、a
④反應2A（s）+B（g）=2C（g）+D（g）不能自發進行，則該反應△H一定大于0；
⑤已知醋酸電離平衡常數為K_a，醋酸根水解常數為K_b，水的離子積為K_w，則三者關系為：K_a?K_b=K_w
⑥若反應（g）=2B（g）正反應的活化能為E_akJ/mol，逆反應的活化能為E_bkJ/mol，則△H=（E_a-E_b）kJ/mol
⑦pH均為5的NaHSO₃和NH₄Cl溶液中，水的電離程度相同
⑧NaOH相CH₃COONa的混合溶液中，c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（CH₃COO^-）
⑨分別中和pH與體積均相同的硫酸和醋酸，硫酸消耗氫氧化鈉的物質的量多．

• A、①②⑤⑦⑨
• B、③④⑤⑥⑧
• C、②④⑤⑥⑨
• D、①②④⑤⑧

Answer 1

分析：①根據溫度不變，水的離子積不變可知，溶液中氫離子濃度減小，氫氧根離子一定增大；
②pH=2的鹽酸中氫離子濃度為0.01mol/L，pH=l的鹽酸中氫離子濃度為0.1mol/L；
③都是強堿弱酸鹽，對應的酸的酸性越弱，相同濃度時水解程度越大，溶液的pH越大；相反，若pH相等，對應的酸的酸性越弱，物質的量濃度越小；
④反應自發進行的判斷依據是△H-T△S＜0，反應自發進行，△H-T△S＞0，反應非自發進行；
⑤根據K_a=c（H⁺）?c（CH₃COO^-）/c（CH₃COOH）、K_b=c（CH₃COOH）×c（OH^-）/c（CH₃COO^-）計算出K_a?K_b即可；
⑥反應的活化能是使普通分子變成活化分子所需提供的最低限度的能量，逆反應的活化能=正反應的活化能+反應的焓變；
⑦pH均為5的NaHSO₃和NH₄Cl溶液中，前者亞硫酸氫根離子的電離程度大于水解程度，后者中是銨根離子的水解導致溶液的酸性；
⑧NaOH相CH₃COONa的混合溶液中，存在電荷守恒；
⑨分別中和pH與體積均相同的硫酸和醋酸，醋酸的電離平衡會向右移動．

解答：解：①由于水的離子積不變，溶液中氫氧根離子濃度減小，所以氫離子濃度一定增大，故①錯誤；
②pH=2的鹽酸和pH=l的鹽酸，c（H⁺）之比為：0.01mol/L：0.1mol/L=1：10，故②錯誤；
③酸根離子對應的酸的酸性越弱，相同濃度時水解程度越大，所以pH相等的三種溶液：a．CH₃COONa b NaHCO₃ c．NaOH，其溶質物質的量濃度由小到大順序為：c、b、a，故③正確；
④反應自發進行，一定滿足△H-T△S＞0，由于＞0，所以△H一定大于0，即該反應為吸熱反應，故④正確；
⑤K_a=c（H⁺）?c（CH₃COO^-）/c（CH₃COOH）、K_b=c（CH₃COOH）×c（OH^-）/c（CH₃COO^-），K_a?K_b=c（H⁺）?c（CH₃COO^-）/c（CH₃COOH）×c（CH₃COOH）×c（OH^-）/c（CH₃COO^-）=c（OH^-）×c（H⁺）=K_w，故⑤正確；
⑥逆反應的活化能=正反應的活化能+反應的焓變，所以△H=逆反應的活化能-正反應的活化能=（Ea-EB）kJ，mol^-1，故⑥正確；
⑦pH均為5的NaHSO₃和NH₄Cl溶液中，前者對水的電離起抑制作用，后者對水的電離起到促進作用，故⑦錯誤；
⑧NaOH相CH₃COONa的混合溶液中，存在電荷守恒c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（CH₃COO^-），故⑧正確；
⑨分別中和pH與體積均相同的硫酸和醋酸，反應的同時，醋酸的電離平衡會向右移動，所以醋酸消耗的氫氧化鈉多，故⑨錯誤．
故選B．

點評：本題考查了水的電離、溶液pH的簡單計算、反應熱和焓變等知識，題目難度中等，試題涉及的題量較大，知識點較廣，充分考查了學生對所學知識的掌握情況，培養了學生靈活應用所學知識的能力．