Question

3．下列敘述中，正確的是（　　）

• A． 0.2 mol•L^-1鹽酸與等體積0.05 mol•L^-1Ba（OH）₂溶液混合后，溶液pH為1
• B． 0.1mol•L^-1CH₃COOH溶液加水稀釋，n（H⁺）增大
• C． 向NH₄Cl溶液中逐漸加入適量NaOH固體，溶液的導電性明顯增強
• D． 等體積、等物質的量濃度的NaX和弱酸HX混合后的溶液顯酸性：c（HX）＞c（Na⁺）＞c（X^-）

Answer 1

分析 A、0.2mol•L^-1鹽酸與等體積0.05mol•L^-1Ba（OH）₂溶液混合后酸過量，計算剩余的H⁺離子濃度；
B、加水促進弱電解質的電離；
C、NH₄Cl溶液中逐漸加入適量NaOH固體生成氯化鈉和氨氣；
D、根據溶液呈酸性，則證明HX的電離程度大于X^-的水解程度來分析．

解答 解：A、.0.2mol•L^-1鹽酸與等體積0.05mol•L^-1Ba（OH）₂溶液混合后酸過量，c（H⁺）=$\frac{0.2mol/L×V-0.05mol/L×2×V}{2V}$=0.05mol/L，則pH不為1，故A錯誤；
B、醋酸是弱電解質，加水能促進其電離，電離出更多的氫離子，則溶液中的氫離子的物質的量增大，故B正確；
C、NH₄Cl溶液中逐漸加入適量NaOH固體生成氯化鈉和氨氣，溶液中離子濃度變化不大，所以溶液的導電性變化不大，故C錯誤；
D、等體積、等物質的量濃度的NaX和弱酸HX混合后的溶液，根據溶液呈酸性，則證明HX的電離程度大于NaX中X^-的水解程度，所以c（X^-）＞c（Na⁺）＞c（HX）＞c（H⁺）＞c（OH^-），故D錯誤．
故選B．

點評 本題考查弱電解質的電離及溶液pH的有關計算、溶液的導電性等，題目難度不大，注意把握影響飽和溶液濃度的因素．