Question

下列有關(guān)電解質(zhì)溶液中微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是（　　）

A．常溫下，10 mL 0.2 mol/L NH₄NO₃溶液與10 mL 0.1mol/L NaOH溶液混合后所得pH=9.6的溶液中：c（NO₃^-）＞c（Na⁺）＞c（NH₃?H₂O）＞c（OH^-）＞c（H⁺）

B．溶液X：10 mL 0.1mol/L NaCl；溶液Y：10mL 0.1mol/L CH₃COONa．X中離子總濃度＜Y中離子總濃度

C．0.1 mol/LNa₂S溶液中：c（Na⁺）＞c（S^2-）＞c（HS^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）

D．常溫下amL 0.1mol/L KOH與bmL 0.1mol/LHCN兩溶液混合后pH＞7，則一定有a≥b

Answer 1

分析：A、10 mL 0.2 mol/L NH₄NO₃溶液與10 mL 0.1mol/L NaOH溶液混合后發(fā)生反應(yīng)，相當于硝酸鈉、硝酸銨、一水合氨按1：1：1混合，混合后溶液pH=9.6，溶液呈堿性，說明一水合氨的電離大于銨根離子的水解程度，但電離程度不大；
B、CH₃COONa溶液中CH₃COO^-水解生成OH^-，H⁺離子濃度減小，故NaCl溶液中c（Na⁺）+c（H⁺）大于CH₃COONa溶液中c（Na⁺）+c（H⁺），結(jié)合電荷守恒判斷；
C、Na₂S溶液中存在平衡S^2-+H₂O?HS^-+OH^-，溶液呈堿性，水解程度不大，所以c（Na⁺）＞c（S^2-）＞c（HS^-），存在HS^-+H₂O?H₂S+OH^-，H₂O?OH^-+c（H⁺），所以c（HS^-）＜c（OH^-）；
D、HCN是弱酸，KOH是強堿，若堿過量，溶液為KOH、KCN，溶液pH＞7，a＞b，若二者恰好反應(yīng)，溶液為KCN，CN^-的水解溶液pH＞7，a=b，若堿不足當溶液為HCN、NaCN混合溶液，溶液可能呈酸性、中性、堿性，溶液中CN^-的水解程度大于HCN的電離程度時，溶液可以為堿性．

解答：解：A、10 mL 0.2 mol/L NH₄NO₃溶液與10 mL 0.1mol/L NaOH溶液混合后發(fā)生反應(yīng)，相當于硝酸鈉、硝酸銨、一水合氨按1：1：1混合，混合后溶液pH=9.6，溶液呈堿性，說明一水合氨的電離大于銨根離子的水解程度，但電離程度不大，c（NO₃^-）最大，溶液中c（NO₃^-）＞c（Na⁺）＞c（NH₃?H₂O）＞c（OH^-）＞c（H⁺），故A正確；
B、CH₃COONa溶液中CH₃COO^-水解生成OH^-，H⁺離子濃度減小，故NaCl溶液中c（Na⁺）+c（H⁺）大于CH₃COONa溶液中c（Na⁺）+c（H⁺），結(jié)合電荷守恒可知，CH₃COONa溶液中離子總濃度比NaCl中小，故B錯誤；
C、Na₂S溶液中存在平衡S^2-+H₂O?HS^-+OH^-，溶液呈堿性，水解程度不大，所以c（Na⁺）＞c（S^2-）＞c（HS^-），存在HS^-+H₂O?H₂S+OH^-，H₂O?OH^-+c（H⁺），所以c（HS^-）＜c（OH^-），HS^-水解、H₂O電離程度很小，c（HS^-）＞c（H⁺），溶液中c（Na⁺）＞c（S^2-）＞c（OH^-）＞c（HS^-）＞c（H⁺），故C錯誤；
D、HCN是弱酸，KOH是強堿，若堿過量，溶液為KOH、KCN，溶液pH＞7，a＞b，若二者恰好反應(yīng)，溶液為KCN，CN^-的水解溶液pH＞7，a=b，若堿不足當溶液為HCN、NaCN混合溶液，溶液可能呈酸性、中性、堿性，溶液中CN^-的水解程度大于HCN的電離程度時，溶液可以為堿性，a＜b，故D錯誤；
故選A．

點評：本題考查溶液中離子濃度大小比較，平衡常數(shù)等，難度較大，離子濃度大小比較要考慮電解質(zhì)的電離、鹽類水解、水的電離、電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子恒等式，注意理解體會．