Question

15．下列說法中正確的是（　�。�

• A． 0.1mol/L （NH₄）₂SO₄溶液中：c（SO₄^2-）＜c（NH₄⁺）
• B． 相同溫度下，0.6 mol/L 氨水溶液與0.3 mol/L 氨水溶液中c（OH^-）之比是2：1
• C． 向0.1 mol/L NaNO₃溶液中滴加稀HNO₃使溶液中pH=5，則混合溶液中c（Na⁺）＜c（NO₃^-）
• D． 常溫下向CH₃COONa溶液中加入適量CH₃COOH溶液，使混合液的pH=7，則混合液中c（Na⁺）＜c（CH₃COO^-）

Answer 1

分析 A、鹽類的單水解程度很小；
B、相同條件下，濃度越大的弱電解質(zhì)其電離程度越��；
C、根據(jù)電荷守恒判斷；
D、溶液呈中性，則c（H⁺）=c（OH^-），結(jié)合電荷守恒判斷．

解答 解：A．硫酸銨溶液中銨根離子易水解而使溶液呈酸性c（H⁺）＞c（OH^- ），但較微弱，根據(jù)其化學式知，c（NH₄⁺）＞c（SO₄ ^2- ），故A正確；
B．相同條件下，濃度越大的弱電解質(zhì)其電離程度越小，所以0.6mol/L氨水溶液與0.3 mol/L氨水溶液中_c（OH^-）之比小于2：1，故B錯誤；
C．硝酸鈉是強酸強堿鹽，鈉離子和硝酸根離子都不水解，加入硝酸后，溶液中存在電荷守恒：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（NO₃^- ）+c（OH^-），由于混合后溶液的pH=5，故c（H⁺）＞c（OH^-），則c（Na⁺）＜c（NO₃^- ），故C正確；
D．混合溶液呈中性，則c（H⁺）=c（OH^-），溶液中存在電荷守恒則c（H⁺）+c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）+c（OH^-），所以c（Na⁺）=c（CH₃COO^-），故D錯誤；
故選AC．

點評 本題考查了離子濃度大小的比較，根據(jù)電荷守恒來分析解答，易錯選項是C，難度不大．