Question

室溫時，關(guān)于溶液的下列說法正確的是（　�。�

• A、常溫下，將相同體積的pH=3硫酸和pH=11一元堿BOH溶液混合，所得溶液可能為中性也可能為酸性
• B、水電離出來的c（H⁺）=10^-13mol/L的溶液中K⁺、Cl^-、NO₃^-、I^-一定能大量存在
• C、往0.1mol/LCH₃COOH溶液中通人少量HCl，醋酸的電離平衡向逆反應(yīng)方向移動，且溶液中

  c(CH3COOH)

  c(H+)?c(CH3COO-)

  增大
• D、等物質(zhì)的量濃度的下列溶液：①H₂CO₃②Na₂CO₃③NaHCO₃④（NH₄）₂CO₃⑤NH₄HCO₃中c（CO₃^2-）的大小關(guān)系為：②＞④＞③＞⑤＞①

Answer 1

考點：pH的簡單計算,弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡,鹽類水解的原理,離子共存問題

專題：

分析：A．堿的強弱不知，若為強酸、強堿混合，呈中性，若為強酸、弱堿混合，則相同體積的pH=3硫酸和pH=11一元堿BOH溶液混合顯堿性；
B．由水電離出來的c（H⁺）=1×10^-13mol/L，c（H⁺）＜10^-7mol/L，說明水的電離被抑制，溶液可能是酸溶液或堿溶液，如是酸溶液，溶液在中存在大量的H⁺離子，如是堿溶液，溶液中存在大量的OH^-離子，凡是與H⁺離子或OH^-離子發(fā)生反應(yīng)的離子不能大量共存；
C．

c(CH3COOH)

c(H+)?c(CH3COO-)

是電離平衡常數(shù)的倒數(shù)，電離平衡常數(shù)是溫度的函數(shù)，溫度不變平衡常數(shù)不變；
D．H₂CO₃為二元弱酸分步電離；Na₂CO₃是強堿弱酸鹽，電離產(chǎn)生碳酸根離子；NaHCO₃是強堿弱酸鹽的酸式鹽，水解呈堿性，且水解程度比碳酸鈉��；（NH₄）₂CO₃是弱酸弱堿鹽，發(fā)生相互促進的水解．

解答： 解：A．pH=3硫酸，c（H⁺）=0.001mol/L，硫酸完全電離，pH=11一元堿BOH，c（OH^-）=0.001mol/L，若為強酸、強堿混合，混合后溶液呈中性，若為強酸、弱堿混合，氫離子和氫氧根離子正好反應(yīng)生成鹽和水，而弱堿存在電離平衡，平衡右移，還可以繼續(xù)電離出氫氧根離子，所以溶液呈堿性，故A錯誤；
B．由水電離出來的c（H⁺）=1×10^-13mol/L，c（H⁺）＜10^-7mol/L，說明水的電離被抑制，溶液可能是酸溶液也可能是堿溶液，如是酸溶液，溶液在中存在大量的H⁺離子，NO₃^-離子與H⁺離子相當于稀硝酸氧化還原性強的I^-，不能大量共存，故B錯誤；
C．溫度未變，平衡常數(shù)未變，平衡常數(shù)的倒數(shù)不變，故C錯誤；
D．②④相比較，由于④發(fā)生互促水解，水解程度較大，則②＞④，③⑤相比較，⑤發(fā)生互促水解，c（CO₃^2-）的大小為③＞⑤，①為二元弱酸，c（CO₃^2-）最小，則c（CO₃^2-）的大小關(guān)系為：②＞④＞③＞＞⑤＞①，故D正確．
故選D．

點評：本題考查離子濃度大小比較和離子共存，側(cè)重于鹽類水解的考查，為高頻考點，注意把握影響鹽類水解的影響因素和平衡常數(shù)的影響因素，難度較大．