Question

下列說法正確的是（　　）

• A、將濃度為0.1 mol?L^-1HF溶液加水不斷稀釋過程中，c（H⁺）和c（OH^-）都會減小
• B、25℃時，等體積、等pH的HCl、H₂SO₄、CH₃COOH溶液分別與足量鋅粉反應，H₂SO₄溶液產(chǎn)生的H₂量最多
• C、Na₂CO₃溶液存在水解平衡：CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-，加入NaOH固體會使平衡逆向移動，溶液pH減小
• D、25℃時，pH均為8的CH₃COONa和NaOH溶液中，由水電解產(chǎn)生的c（OH^-）之比為100：1

Answer 1

考點：弱電解質在水溶液中的電離平衡,鹽類水解的原理

專題：

分析：A、一定溫度下的溶液中存在離子積常數(shù)，氫氧根離子濃度和氫離子濃度乘積為常數(shù)；
B、H₂SO₄、HCl為強酸，CH₃COOH為弱酸，等pH時，CH₃COOH濃度最大，H₂SO₄濃度最小，以此解答該題；
C、Na₂CO₃溶液存在水解平衡：CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-，加入NaOH固體會使平衡逆向移動；
D、酸或堿抑制水電離，含有弱離子的鹽促進水電離．

解答： 解：A、一定溫度下的溶液中存在離子積常數(shù)，氫氧根離子濃度和氫離子濃度乘積為常數(shù)，將濃度為0.1mol?L^-1 HF溶液加水不斷稀釋過程中，c（ H⁺） 會減小，c（ OH^-）離子濃度增大，故A錯誤；
B、CH₃COOH為弱酸，等pH時，CH₃COOH濃度最大，則醋酸放出的氫氣最多，故B錯誤；
C、Na₂CO₃溶液存在水解平衡：CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-，加入NaOH固體會使平衡逆向移動，但pH值變大，故C錯誤；
D、酸或堿抑制水電離，含有弱離子的鹽促進水電離，NaOH溶液中c（H⁺）等于水電離出c（OH^-）=10^-8 mol/L，CH₃COONa溶液

10 -14

10 -8

mol/L=10^-6 mol/L，兩溶液中由水電離出的c（OH^-）之比=

10 -8

10 -6

=1：100，故D正確；
故選D．

點評：本題考查了弱電解質電離平衡的應用判斷，主要有平衡移動、PH的判斷、水電離出離子的計算，題目難度中等．