Question

下列溶液中各微粒濃度關系判定不正確的是

A．10mL 0.2 mol·L-1的氨水與l0mL 0.1 mol·L-1的鹽酸充分反應混合后的溶液中,存在c(NH4+)+c(NH3·H2O)=2c(Cl－)= 0.1 mol·L-1

B．已知酸性HF > CH3COOH，物質的量濃度相等的NaF與CH3COOK溶液中：c(Na+) - c(F-) > c(K+) - c(CH3COO-)

C．CH3COOK溶液中加入少量NaNO3固體后的堿性溶液一定有：c(K+) + c(H+) = c(CH3COO-) + c(OH-)

D．已知NaHS03溶液pH<7,該溶液中一定有：c(Na+)> c(HSO3-)> c(SO32-)>c(H2SO3)

 

Answer 1

【答案】

B

【解析】

試題分析：A. n(Cl-)=c·V=0.1mol/L×0.01L=0.001mol.在反應的過程中沒有消耗。反應后c(Cl-)=n/L =0.001mol ÷0.02L=0.05mol/L. n(NH3)= c·V=0.1mol/L×0.02L=0.002mol.反應后 n(NH3) =n/L=0.002mol ÷0.02L= 0.1 mol/L根據物料守恒可得c(NH3)= c(NH4+)+c(NH3·H2O)= 0.1mol/L=2 c(Cl-).正確。B. HF、CH3COOH都是弱酸，所以NaF與CH3COOK都是強堿弱酸鹽。由于酸性HF > CH3COOH，所以根據鹽的水解規律：有弱才水解，越弱越水解，誰強顯誰性。水解程度CH3COO->F-。n(NaF)=n(CH3COOK).水解程度越大，剩余離子的濃度就越小。所以c(K+) ­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­—c(CH3COO-) > c(Na+) —c(F-)。錯誤。C. 在任何溶液中都存在著電荷守恒。即陽離子所帶的正電荷總數與陰離子所帶的負電荷總數相等。可得c(Na+)+c(K+) + c(H+) = c(CH3COO-) + c(OH-)+ c(NO3-)。由于NaNO3是強酸強堿鹽，在溶液中不水解，所以c(Na+)=c(NO3-)。兩式相減可得：c(K+) + c(H+) = c(CH3COO-) + c(OH-)。正確。D. NaHSO3 是強堿弱酸的酸式鹽。在溶液中存在電離平衡HSO3-- H++ SO32--，和水解平衡：HSO3+H2O--OH-+H2SO3。電離使溶液顯酸性，水解使溶液顯堿性。由于NaHSO3溶液pH<7,說明電離>水解。c(SO32-)>c(H2SO3).則根據物料守恒可得：c(Na+)= c(HSO3-) +c(SO32-)+ c(H2SO3)。由于c(HSO3-)的電離和水解消耗，所以c(Na+)> c(HSO3-)。因此在該溶液中一定有：c(Na+)> c(HSO3-)> c(SO32-) >c(H2SO3)。正確。

考點：考查溶液中各微粒濃度關系的知識。