Question

2．下列敘述正確的是（　　）

• A． 某溶液的pH＜7，說明該溶液一定呈酸性
• B． 常溫時pH=3的鹽酸溶液與pH=5鹽酸溶液等體積混合后溶液的pH=4
• C． 0.2 mol•L^-1的鹽酸，與等體積水混合后pH=1
• D． 常溫時pH=3的醋酸溶液，與pH=11的氫氧化鈉溶液等體積混合后pH=7

Answer 1

分析 A、100℃時，pH=6的溶液顯中性；
B、酸溶液混合，先計算混合后溶液中氫離子的物質(zhì)的量，再根據(jù)c=$\frac{n}{V}$計算氫離子的物質(zhì)的量濃度，最后根據(jù)pH=-lgc（H⁺）計算出混合液的pH；
C、0.2 mol•L^-1的鹽酸與等體積水混合后，混合后溶液的體積是原來的2倍，所以氫離子的濃度是原來的一半；
D、pH=3的醋酸溶液，與pH=11的氫氧化鈉溶液中：c（H⁺）=c（OH^-）=1×10^-3mol/L，但醋酸為弱酸，不完全電離，醋酸濃度大．

解答 解：A、100℃時，pH=6的溶液顯中性，故pH＜7的溶液不一定顯酸性，故A錯誤；
B、pH=3的鹽酸和pH=5的硫酸等體積混合后，設(shè)體積均為VL，
混合液中氫離子的物質(zhì)的量為：n（H⁺）=VL×10^-3mol/L+VL×10^-5mol/L≈10^-3Vmol，
則混合溶液中氫離子濃度為：c（H⁺）=$\frac{1{0}^{-3}mol/L}{2VL}$=5×10^-4mol/L，
所以pH=-lg5×10^-4=4-lg5=3.3，故B錯誤；
C、0.2 mol•L^-1的鹽酸與等體積水混合后，混合后溶液的體積是原來的2倍，所以氫離子的濃度是原來的一半，所以與等體積水混合后c（H⁺）=0.1 mol/L，故C正確；
D、pH=3的醋酸溶液，與pH=11的氫氧化鈉溶液中：c（H⁺）=c（OH^-）=1×10^-3mol/L，但醋酸為弱酸，不完全電離，醋酸濃度大，與pH=11的氫氧化鈉溶液等體積混合后，醋酸過量，溶液pH＜7，故D錯誤；
故選C．

點(diǎn)評 本題考查了水的電離平衡影響因素，溶液pH計算，酸與堿混合后溶液pH的判斷，其中B選項學(xué)生要注意醋酸是弱電解質(zhì)，醋酸溶液中存在大量的醋酸分子，題目難度中等．