Question

17．常溫下，下列說法不正確的是（　　）

• A． 在0.1mol/L的HNO₃溶液中由水電出的c（H⁺）＜$\sqrt{{K}_{W}}$
• B． 常溫下，pH=3的醋酸溶液與pH=11的NaOH溶液等體積混合，則有c （Na⁺）=c（CH₃COO^-）
• C． 向NH₄HSO₄溶液中滴加NaOH溶液至中性，所得混合液：c（Na⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）=c（H⁺）
• D． 0.1 mol/L的NaHA溶液pH=5，則溶液：c（HA^-）＞c（H⁺）＞c（A^2-）＞c（H₂A）

Answer 1

分析 A．硝酸是強酸完全電離，抑制水的電離，溶液中水電離出的氫離子濃度和氫氧根離子濃度相同，依據離子積常數計算；
B．醋酸是弱酸存在電離平衡，等體積混合溶液，醋酸又電離出氫離子和醋酸根離子；
C．pH=7，c（H⁺）=c（OH^-），向NH₄HSO₄溶液中滴加NaOH溶液至中性，NH₄HSO₄和滴加NaOH的物質的量大于1：1，小于2：1，則溶液中存在硫酸鈉、硫酸銨以及氨水等溶質；
D.0.1 mol/L的NaHA溶液pH=5，溶液顯酸性，說明HA^-離子電離程度大于水解程度；

解答 解：A．在0.1mol/L的HNO₃溶液中，硝酸電離出的氫離子抑制水的電離，純水中由水電出的c（H⁺）=c（OH），Kw=c（H⁺）c（OH^-），在0.1mol/L的HNO₃溶液中由水電出的c（H⁺）＜$\sqrt{Kw}$，故A正確；
B．常溫下，pH=3的醋酸溶液與pH=11的NaOH溶液混合前存在 c （Na⁺）=c（CH₃COO^-），等體積混合發生中和反應，醋酸又電離出醋酸根離子和氫離子，則有c （Na⁺）＜c（CH₃COO^-），故B錯誤；
C、向NH₄HSO₄溶液中滴加NaOH溶液至中性，NH₄HSO₄和滴加NaOH的物質的量大于1：1，小于2：1，則溶液中存在硫酸鈉、硫酸銨以及氨水等溶質，混合溶液呈中性，則c（H⁺）=c（OH^-），由電荷守恒有c（Na⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）=c（OH^-），故C正確；
D.0.1 mol/L的NaHA溶液pH=5，溶液顯酸性，說明HA^-離子電離程度大于水解程度，溶液離子濃度大小為c（HA^-）＞c（H⁺）＞c（A^2-）＞c（H₂A），故D正確；
故選B．

點評 本題考查了鹽類水解原理，水的離子積常數計算，弱電解質電離平衡的影響因素等，向NH₄HSO₄溶液中滴加NaOH溶液呈中性的溶液中離子濃度大小比較是解題難點，題目難度中等．