Question

4．下列敘述正確的是（　　）

• A． 常溫下pH=1的鹽酸與pH=13的Ba（OH）₂溶液中水的電離程度相等
• B． 物質的量濃度均為0.1mol•L^-1的H₂SO₄和NaOH溶液等體積混合后pH＞7
• C． 分別將pH=3的鹽酸、醋酸稀釋100倍后，pH都為5
• D． pH=14與pH=12的兩種NaOH溶液等體積混和后，c（H⁺）=$\frac{1}{2}$（10^-14+10^-12）

Answer 1

分析 A、酸和堿均能抑制水的電離；
B、硫酸為二元強酸；
C、醋酸是弱酸，加水稀釋后電離平衡被促進；
D、pH=14與pH=12的兩種NaOH溶液等體積混和后，溶液顯堿性，要根據氫氧根的濃度來計算．

解答 解：A、酸和堿均能抑制水的電離，由于pH=1的鹽酸的強度和pH=13的強度相當，故對水的電離的抑制相當，則兩溶液中水的電離程度相等，故A正確；
B、硫酸為二元強酸，故0.1mol/L的硫酸溶液中的氫離子濃度為0.2mol/L，而0.1mol/L氫氧化鈉溶液中國氫氧根的濃度為0.1mol/L，故當等體積混合時，酸過量，故溶液的pH＜7，故B錯誤；
C、醋酸是弱酸，加水稀釋后電離平衡被促進，氫離子濃度下降比較緩慢，故將pH=3的醋酸稀釋100倍后，溶液pH＜5，故C錯誤；
D、pH=14與pH=12的兩種NaOH溶液等體積混和后，溶液顯堿性，溶液中的氫氧根的濃度c（OH^-）=$\frac{1mol/L×VL+1{0}^{-2}mol/L×VL}{2VL}$=0.5mol/L，故c（H⁺）=2×10^-14mol/L，pH=14-lg2=13.7，故D錯誤．
故選A．

點評 本題考查了溶液pH的計算、弱電解質的電離平衡及其影響，題目難度中等，明確溶液酸堿性與溶液pH的關系為解答關鍵，注意掌握影響電離平衡的因素，試題培養了學生的分析能力及靈活應用能力．