Question

17．下列溶液中微粒的物質的量濃度關系正確的是（　　）

• A． pH相同的①CH₃COONa�、贜aHCO₃　③NaClO三種溶液的c（Na⁺）：③＞②＞①
• B． 0.2mol•L^-1 CH₃COOH溶液與0.1mol•L^-1NaOH溶液等體積混合2c（H⁺）-2c（OH^-）=c（CH₃COO^-）-c（CH₃COOH）
• C． 已知電離平衡常數：H₂CO₃＞HClO＞HCO₃^-，向NaClO溶液中通入少量CO₂：2ClO^-+CO₂+H₂O═2HClO+CO₃^2-
• D． 常溫下，向0.1mol/L NH₄HSO₄溶液中滴加NaOH溶液至中性c（Na⁺）＞c（NH₄⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（OH^-）=c（H⁺）

Answer 1

分析 A．弱酸根離子水解程度越大，pH相同的這三種鈉鹽溶液濃度越��；
B.0.2mol•L^-1 CH₃COOH溶液與0.1mol•L^-1NaOH溶液等體積混合，溶液中溶質為等物質的量濃度的CH₃COOH和CH₃COONa，任何電解質溶液中都存在電荷守恒和物料守恒，根據電荷守恒和物料守恒判斷；
C．弱酸的電離平衡常數越大，酸的酸性越強，強酸能和弱酸鹽反應生成弱酸；
D．常溫下，向0.1mol/L NH₄HSO₄溶液中滴加NaOH溶液至中性，則c（OH^-）=c（H⁺），如果二者以1：1混合，溶液中溶質為硫酸鈉、硫酸銨，要使溶液呈中性，則二者物質的量之比應該小于1：1．

解答 解：A．弱酸根離子水解程度越大，pH相同的這三種鈉鹽溶液濃度越小，弱酸根離子水解程度CH₃COO^-＜HCO₃^-＜ClO^-，所以鈉鹽溶液中c（Na⁺）：③＜②＜①，故A錯誤；
B.0.2mol•L^-1 CH₃COOH溶液與0.1mol•L^-1NaOH溶液等體積混合，溶液中溶質為等物質的量濃度的CH₃COOH和CH₃COONa，任何電解質溶液中都存在電荷守恒和物料守恒，根據電荷守恒得c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CH₃COO^-）+c（OH^-）、根據物料守恒得2c（Na⁺）=c（CH₃COOH）+c（CH₃COO^-），所以得2c（H⁺）-2c（OH^-）=c（CH₃COO^-）-c（CH₃COOH），故B正確；
C．弱酸的電離平衡常數越大，酸的酸性越強，強酸能和弱酸鹽反應生成弱酸，所以向NaClO溶液中通入少量CO₂：ClO^-+CO₂+H₂O═HClO+HCO₃^-，故C錯誤；
D．常溫下，向0.1mol/L NH₄HSO₄溶液中滴加NaOH溶液至中性，則c（OH^-）=c（H⁺），如果二者以1：1混合，溶液中溶質為硫酸鈉、硫酸銨，要使溶液呈中性，則二者物質的量之比應該小于1：1，銨根離子水解，所以c（Na⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）=c（H⁺），故D錯誤；
故選B．

點評 本題考查離子濃度大小比較，為高頻考點，明確溶液中溶質及其性質是解本題關鍵，注意酸根離子水解程度與酸的書寫強弱關系，注意：碳酸氫根離子對應的酸是碳酸、碳酸氫離子對應是酸是碳酸氫根離子，D采用逆向思維分析，題目難度中等．