Question

5．下列溶液中微粒的物質的量濃度關系或溶液的物質的量濃度關系正確的是（　　）

• A． 0.1mol/L的NaHSO₃溶液中：c（OH^-）-c（H⁺）=c（SO₃^2-）-c（H₂SO₃）
• B． 1L 0.1mol/L的（NH₄）₂Fe（SO₄）₂溶液中：c（SO₄^2-）＞c（NH₄⁺）＞c（Fe²⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）
• C． pH相等的CH₃COONa、NaOH和Na₂CO₃三種溶液：c（NaOH）＜c（CH₃COONa）＜c（Na₂CO₃）
• D． 向0.01mol/L的NH₄HSO₄溶液中滴加NaOH溶液至中性時：c（SO₄^2-）＞c（Na⁺）=c（NH₄⁺）＞c（OH^-）=c（H⁺）

Answer 1

分析 A．根據亞硫酸氫鈉溶液中的物料守恒和電荷守恒判斷；
B．水解程度較小，則c（NH₄⁺）＞c（Fe²⁺），硫酸根離子不水解，則其濃度最大，水解后溶液顯示酸性，則c（H⁺）＞c（OH^-）；
C．氫氧化鈉為強堿溶液，其濃度最小，碳酸鈉的水解程度大于醋酸鈉，則碳酸鈉溶液濃度小于醋酸鈉；
D．當硫酸氫銨與氫氧化鈉的物質的量相等時，反應生成硫酸銨、硫酸鈉，溶液顯示酸性，所以加入的氫氧化鈉應該稍過量，則c（Na⁺）＞c（SO₄^2-）．

解答 解：A.0.1mol/L的NaHSO₃溶液中，根據電荷守恒可得：c（OH^-）+2c（SO₃^2-）+c（HSO₃^-）=c（H⁺）+c（Na⁺），根據物料守恒可得：c（H₂SO₃）+c（SO₃^2-）+c（HSO₃^-）=c（Na⁺），二者結合可得：c（OH^-）-c（H⁺）=c（H₂SO₃）-c（SO₃^2-），故A錯誤；
B.1L 0.1mol•L^-1（NH₄）₂Fe（SO₄）₂溶液中，銨根離子和亞鐵離子部分水解，溶液顯示酸性；由于水解程度較小，則銨根離子濃度大于亞鐵離子濃度，硫酸根離子不水解，其濃度最大，則得到溶液中離子濃度大小為：c（SO₄^2-）＞c（NH₄⁺）＞c（Fe²⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），故B正確；
C．pH相等的CH₃COONa、NaOH和Na₂CO₃三種溶液，NaOH為強堿溶液，所以氫氧化鈉溶液的濃度最小；碳酸鈉溶液的水解程度大于醋酸鈉，則pH相同時，醋酸鈉的濃度大小碳酸鈉，所以三種溶液的濃度大小為：：c（NaOH）＜c（Na₂CO₃）＜c（CH₃COONa），故C錯誤；
D．常溫下，向0.01mol/L NH₄HSO₄溶液中滴加0.01mol/L NaOH溶液至中性，NH₄HSO₄中滴入NaOH溶液，NaOH首先與NH₄HSO₄電離出的H⁺作用，因為H⁺結合OH^-的能力比NH₄⁺結合OH^-的能量強（原因是產物H₂O比NH₃•H₂O更難電離），當加入等物質的量的NaOH時，正好將H⁺中和，此時c（Na⁺）=c（SO₄^2-），但此時溶液中還有NH₄⁺，NH₄⁺水解使溶液呈酸性，因此要使溶液呈中性，則還需繼續滴入NaOH，當然到中性時c（OH^-）=c（H⁺），c（Na⁺）＞c（SO₄^2- ）＞c（NH₄⁺），所以正確的離子濃度大小為：c（Na⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）=c（H⁺），故D錯誤；
故選B．

點評 本題考查了離子濃度大小比較，題目難度中等，明確反應后溶質組成為解答關鍵，注意掌握電荷守恒、物料守恒、鹽的水解原理在判斷離子濃度大小中的應用方法．