Question

下列溶液中各微粒濃度關系判定不正確的是

A．10mL 0.2 mol·L-1的氨水與l0mL 0.1 mol·L-1的鹽酸充分反應混合后的溶液中,存在c(NH4+)+c(NH3·H2O)=2c(Cl－)= 0.1 mol·L-1

B．已知酸性HF > CH3COOH，物質的量濃度相等的NaF與CH3COOK溶液中：c(Na+) - c(F-) >c(K+) - c(CH3COO-)

C．CH3COOK溶液中加入少量NaNO3固體后的堿性溶液一定有：c(K+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)

D．已知NaHS03溶液pH<7,該溶液中一定有：c(Na+)> c(HSO3-)> c(SO32-)>c(H2SO3)

Answer 1

B

解析試題分析：A. n(Cl^-)=c·V=0.1mol/L×0.01L=0.001mol.在反應的過程中沒有消耗。反應后c(Cl^-)="n/L" ="0.001mol" ÷0.02L="0.05mol/L." n(NH₃)= c·V=0.1mol/L×0.02L=0.002mol.反應后 n(NH₃) ="n/L=0.002mol" ÷0.02L=" 0.1" mol/L根據物料守恒可得c(NH₃)= c(NH₄⁺)+c(NH₃·H₂O)= 0.1mol/L="2" c(Cl^-).正確。B. HF、CH₃COOH都是弱酸，所以NaF與CH₃COOK都是強堿弱酸鹽。由于酸性HF > CH₃COOH，所以根據鹽的水解規律：有弱才水解，越弱越水解，誰強顯誰性。水解程度CH₃COO^->F^-。n(NaF)=n(CH₃COOK).水解程度越大，剩余離子的濃度就越小。所以c(K⁺) ­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­­—c(CH₃COO^-) >c(Na⁺) —c(F^-)。錯誤。C. 在任何溶液中都存在著電荷守恒。即陽離子所帶的正電荷總數與陰離子所帶的負電荷總數相等。可得c(Na⁺)+c(K⁺)+c(H⁺)=c(CH₃COO^-)+c(OH^-)+ c(NO₃^-)。由于NaNO₃是強酸強堿鹽，在溶液中不水解，所以c(Na⁺)=c(NO₃^-)。兩式相減可得：c(K⁺)+c(H⁺)=c(CH₃COO^-)+c(OH^-)。正確。D. NaHSO₃是強堿弱酸的酸式鹽。在溶液中存在電離平衡HSO₃^--H⁺+ SO₃^2--，和水解平衡：HSO₃+H₂O^--OH^-+H₂SO₃。電離使溶液顯酸性，水解使溶液顯堿性。由于NaHSO₃溶液pH<7,說明電離>水解。c(SO₃^2-)>c(H₂SO₃).則根據物料守恒可得：c(Na⁺)= c(HSO₃^-) +c(SO₃^2-)+ c(H₂SO₃)。由于c(HSO₃^-)的電離和水解消耗，所以c(Na⁺)> c(HSO₃^-)。因此在該溶液中一定有：c(Na⁺)> c(HSO₃^-)> c(SO₃^2-) >c(H₂SO₃)。正確。
考點：考查溶液中各微粒濃度關系的知識。