Question

【題目】室溫下，將0.05 mol Na2CO3固體溶于水配成100mL溶液，向溶液中加入下列物質。有關結論正確的是

	加入的物質	結論
A	50mL 1 mol·L－1H2SO4	反應結束后，c（Na+）=c（SO42－）
B	0.05molCaO	溶液中c（OH—）增大
C	50mL H2O	由水電離出的c（H+）·c（OH—）不變
D	0.1molNaHSO4固體	反應完全后，溶液pH減小，c（Na+）不變

Answer 1

【答案】B

【解析】試題分析：n（Na2CO3）=0.2mol，碳酸鈉是強堿弱酸鹽，碳酸根離子水解導致溶液呈堿性，水解方程式為CO32﹣+H2OHCO3﹣+OH﹣，

A．n（H2SO4）=2mol/L×0.1L=0.2mol，H2SO4和Na2CO3反應方程式為Na2CO3+H2SO4=Na2SO4+CO2↑+H2O，根據方程式知，二者恰好反應生成強酸強堿溶液Na2SO4，溶液呈中性，根據電荷守恒判斷c（Na+）、c（SO42﹣）相對大小；

B．CaO+H2O=Ca（OH）2、Ca（OH）2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH，所以得CaO+H2O+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH，根據方程式知，二者恰好反應生成NaOH，反應后溶液中的溶質是NaOH；

C．加水稀釋促進碳酸鈉水解；

D．NaHSO4和Na2CO3反應方程式為：2NaHSO4+Na2CO3=Na2SO4+H2O+CO2↑，根據方程式知，二者恰好反應生成Na2SO4、H2O、CO2，溶液中的溶質是硫酸鈉，溶液呈中性．

解：n（Na2CO3）=0.2mol，碳酸鈉是強堿弱酸鹽，碳酸根離子水解導致溶液呈堿性，水解方程式為CO32﹣+H2OHCO3﹣+OH﹣，

A．n（H2SO4）=2mol/L×0.1L=0.2mol，H2SO4和Na2CO3反應方程式為Na2CO3+H2SO4=Na2SO4+CO2↑+H2O，根據方程式知，二者恰好反應生成強酸強堿溶液Na2SO4，溶液呈中性，則c（H+）=c（OH﹣），根據電荷守恒得（Na+）=2c（SO42﹣），故A錯誤；

B．CaO+H2O=Ca（OH）2、Ca（OH）2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH，隨著CO32﹣的消耗，CO32﹣+H2OHCO3﹣+OH﹣向左移動，c（HCO3﹣）減小，反應生成OH﹣，則c（OH﹣）增大，故B正確；

C．加水稀釋促進碳酸鈉水解，則由水電離出的n（H+）、n（OH﹣）都增大，但氫離子、氫氧根離子物質的量增大倍數小于溶液體積增大倍數，c（H+）、c（OH﹣）減小，二者濃度之積減小，故C錯誤；

D．NaHSO4和Na2CO3反應方程式為：2NaHSO4+Na2CO3=Na2SO4+H2O+CO2↑，根據方程式知，二者恰好反應生成Na2SO4、H2O、CO2，溶液中的溶質是硫酸鈉，溶液呈中性，溶液由堿性變為中性，溶液的pH減小，因為硫酸氫鈉中含有鈉離子，所以c（Na+）增大，故D錯誤；

故選B．