Question

有關說法正確的是（　　）

• A、0.1mol/L NH₄C1溶液加蒸餾水稀釋，溶液的pH不斷減小
• B、常溫下，pH=2的醋酸溶液與pH=12的NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH＜7
• C、NH₄HSO₄溶液中滴加NaOH溶液至溶液pH=7，則c（Na⁺）=2c（SO₄^2-）
• D、0.1mol/L的NaHA溶液，其pH=4時：c（HA^-）＞c（H⁺）＞c（H₂A）＞c（A^2-）

Answer 1

考點：影響鹽類水解程度的主要因素,弱電解質在水溶液中的電離平衡,酸堿混合時的定性判斷及有關ph的計算

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：A、鹽的水解規律：越稀越電離，但是溶液的體積增大，會導致相應離子濃度的減小；
B、pH=2的醋酸溶液的濃度大于0.01mol/L，pH=12的NaOH溶液的濃度等于0.01mol/L；
C、根據溶液中的電荷守恒來回答；
D、NaHA溶液其pH=4時，說明陰離子的水解程度小于其電離程度．

解答： 解：A、0.1mol/L NH₄C1溶液加蒸餾水稀釋，溶液的體積增大，會導致氫離子濃度的減小，溶液的pH不斷增大，故A錯誤；
B、pH=2的醋酸溶液的濃度大于0.01mol/L，pH=12的NaOH溶液的濃度等于0.01mol/L，常溫下，二者等體積混合后，醋酸剩余，所以溶液的pH＜7，故B正確；
C、溶液中的電荷守恒：c（Na⁺）+c（NH₄⁺）+c（H⁺）=2c（SO₄^2-）+c（OH^-），溶液pH=7，則c（H⁺）=c（OH^-），即c（NH₄⁺）+c（Na⁺）=2c（SO₄^2-），故C錯誤；
D、NaHA溶液其pH=4時，說明陰離子的水解程度小于其電離程度，所以顯示酸性，c（HA^-）＞c（H⁺）＞c（A^2-）＞c（H₂A），故D錯誤．
故選B．

點評：本題涉及鹽的水解規律以及應用、弱電解質的電離等方面知識，屬于教材知識應用，難度不大．