Question

（2012?綿陽模擬）現(xiàn)有常溫下的四種溶液（如下表），下列有關(guān)敘述中正確的是（　　） ① ② ③ ④ 溶液 氨水 氫氧化鈉溶液 醋酸 硫酸 pH 11 11 3 3

A．在①、②中分別加入適量的氯化銨晶體后，①的pH減小，②的pH不變

B．V₁L④與V₂L②溶液混合后，若混合后溶液pH=4，則V₁：V₂=9：11

C．分別加水稀釋10倍、四種溶液的pH：①＞②＞③＞④

D．將①、④兩種溶液等體積混合，所得溶液中：c（NH⁺₄）＞c（SO^2-₄）＞c（OH^-）＞c（H⁺）

Answer 1

分析：A、依據(jù)弱電解質(zhì)的電離平衡影響因素分析判斷；
B、根據(jù)酸堿反應(yīng)的定量關(guān)系，結(jié)合溶液中氫離子物質(zhì)的量和氫氧根離子物質(zhì)的量和混合后的PH進(jìn)行計(jì)算；
C、依據(jù)溶液稀釋過程中弱電解質(zhì)存在電離平衡的移動進(jìn)行分析判斷；
D、依據(jù)酸堿反應(yīng)和弱電解質(zhì)的電離平衡分析比較．

解答：解：A、在①、②中分別加入適量的氯化銨晶體后，①中溶解形成的銨根對弱電解質(zhì)的電離平衡起到了抑制作用，氫氧根離子濃度減小，pH減��；②中溶解的銨根離子與氫氧化鈉溶液中的氫氧根離子會結(jié)合成弱電解質(zhì)一水合氨，減小氫氧根離子的濃度，pH減小，故A錯誤；
B、②中氫氧根離子濃度為10^-3mol/L，④中氫離子濃度為10^-3mol/L，混合反應(yīng)后溶液pH=4，說明氫離子過量，混合溶液中的氫離子濃度為10^-4mol/L，10^-4mol/L=

n(H+)-n(OH-)

V1+V2

=

V1L×10-3mol/L-V2×10-3mol/L

V1+V2

，整理得V₁：V₂=11：9，故B錯誤；
C、①氨水pH=11，平衡狀態(tài)下氫氧根離子濃度為10^-3mol/L；②氫氧化鈉pH=11，氫氧根離子濃度為10^-3mol/L；③醋酸pH=3，平衡狀態(tài)下氫離子濃度為10^-3mol/L；④硫酸pH=3，溶液中氫離子濃度為10^-3mol/L；分別加水稀釋10倍、四種溶液的pH大小為，堿比酸的pH大，弱堿弱酸存在電離平衡，加水稀釋比強(qiáng)酸強(qiáng)堿的pH變化小，所以得到①＞②＞④＞③，故C錯誤；
D、將①氨水PH=11，平衡狀態(tài)下氫氧根離子濃度為10^-3mol/L④硫酸PH=3，溶液中氫離子濃度為10^-3mol/L兩種溶液等體積混合，氨水中平衡狀態(tài)下的氫氧根離子與硫酸中的氫離子恰好反應(yīng)，氨水又電離出氫氧根離子和銨根離子，依據(jù)電離方程式NH₃?H₂0?NH₄⁺+OH^-；H₂SO₄=2H⁺+SO₄^2-，可知C（SO₄^2-）=2.5×10^-4mol/L，C（NH₄⁺）＞5×10^-4mol/L，C（OH^-）＞C（H⁺），綜上所述可知溶液中的離子濃度大小c（NH⁺₄）＞c（SO^2-₄）＞c（OH^-）＞c（H⁺），故D正確；
故選D．

點(diǎn)評：本題考查了影響弱電解質(zhì)的電離平衡的因素，酸堿混合時的定性分析和定量計(jì)算，pH的計(jì)算應(yīng)用，溶液稀釋時的pH變化判斷，反應(yīng)后溶液中的離子濃度大小判斷，綜合性較強(qiáng)．