Question

下列敘述正確的是（　�。�

• A、向0.1mol/L Na₂SO₃溶液中加入少量NaOH固體，c（SO₃^2-）與c（Na⁺）均增大
• B、100℃時，將pH=2的鹽酸與pH=12的NaOH溶液等體積混合，溶液顯中性
• C、25℃時，pH=5.6的CH₃COOH與CH₃COONa混合溶液中，c（Na⁺）＞c（CH₃COO^-）
• D、常溫下，pH=1的硝酸溶液中硝酸電離出的c（H⁺）與水電離出的c（H⁺）之比只為10^-12

Answer 1

考點：影響鹽類水解程度的主要因素,弱電解質在水溶液中的電離平衡,酸堿混合時的定性判斷及有關ph的計算

專題：電離平衡與溶液的pH專題,鹽類的水解專題

分析：A、根據(jù)影響鹽的水解平衡的因素分析；
B、100℃時，Kw大于10^-14，則pH=12的NaOH溶液中氫氧根離子濃度大于10^-2mol/L；
C、根據(jù)電荷守恒分析；
D、根據(jù)Kw求出水電離的氫離子濃度，再計算比值．

解答： 解：A、向0.1mol/L Na₂SO₃溶液中加入少量NaOH固體，氫氧根離子濃度增大使的Na₂SO₃水解平衡逆移，c（SO₃^2-）增大，加入氫氧化鈉，則c（Na⁺）增大，故A正確；
B、100℃時，Kw大于10^-14，則pH=12的NaOH溶液中氫氧根離子濃度大于10^-2mol/L，所以將pH=2的鹽酸與pH=12的NaOH溶液等體積混合，氫氧化鈉過量，則溶液顯堿性，故B錯誤；
C、25℃時，pH=5.6的CH₃COOH與CH₃COONa混合溶液中，電荷守恒為c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CH₃COO^-）+c（OH^-），溶液顯酸性則c（H⁺）＞c（OH^-），所以c（Na⁺）＜c（CH₃COO^-），故C錯誤；
D、pH=1的硝酸溶液中硝酸電離出的c（H⁺）為0.1mol/L，水電離出的c（H⁺）=c（OH^-）=

10-14

0.1

=10^-13mol/L，所以硝酸電離出的c（H⁺）與水電離出的c（H⁺）之比只為10¹²，故D錯誤；
故選A．

點評：本題考查了鹽的水解平衡的移動、溶液中離子濃度的計算、電荷守恒的應用等，側重于基礎知識的應用的考查，難度中等．