Question

下列敘述正確的是（ ）
A．10 mL 0.1 mol/L NH₄Cl溶液與5 mL 0.2 mol/L NaOH溶液混合：c（Cl^-）=c（Na⁺）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
B．0.1mol/L pH為4的NaHB的溶液中，c（HB^-）＞c（H₂B）＞c（B^2-）
C．常溫時，某溶液中由水電離出來的c（H⁺）和c（OH^-）的乘積為1×10^-24，該溶液中一定可以大量存在K⁺、Na⁺、AlO₂^-、SO₄^2-
D．相同條件下，pH=5的①NH₄Cl溶液、②CH₃COOH溶液、③稀鹽酸溶液中由水電離出的c （H⁺）：①＞②＞③

Answer 1

【答案】分析：A、10 mL 0.1 mol/L NH₄Cl溶液與5 mL 0.2 mol/L NaOH溶液混合后恰好發生反應：NH₄Cl+NaOH=NaCl+NH₃?H₂O，根據溶液的成分確定溶液的組成；
B、PH為4的NaHB的溶液中，HB^-的水解程度小于其電離程度；
C、溶液中由水電離出來的c（H⁺）和c（OH^-）的乘積為1×10^-24，可以計算出氫離子和氫氧根離子濃度的大小，進而得出溶液的酸堿性；
D、溶液中由水電離出的c（H⁺）和水的電離程度的影響有關．
解答：解：A、10 mL 0.1 mol/L NH₄Cl溶液與5 mL 0.2 mol/L NaOH溶液混合后恰好發生反應：NH₄Cl+NaOH=NaCl+NH₃?H₂O，溶液的成分是氯化銨和一水合氨的混合物，溶液顯示堿性，離子濃度大小關系是：c（Cl^-）=c（Na⁺）＞c（OH^-）＞C（H⁺），故A正確；
B、PH為4的NaHB的溶液中，HB^-的水解程度小于其電離程度，則c（HB^-）＞c （B^2-）＞c （H₂B），故B錯誤；
C、溶液中由水電離出來的c（H⁺）和c（OH^-）的乘積為1×10^-24，氫離子和氫氧根離子濃度均為10^-12，小于10^-7，所以水的電離受抑制，得出溶液的為酸性或是堿性，在酸性環境下，AlO₂^-不能共存，故C錯誤；
D、pH=5的NH₄Cl溶液中銨根離子的水解對水的電離起到促進作用，pH=5的CH₃COOH溶液、稀鹽酸溶液對水的電離起抑制作用，由于氫離子濃度相等，所以對水的抑制程度相等，所以由水電離出的c（H⁺）：①＞②=③，故D錯誤．
故選A．
點評：本題涉及離子共存、水的電離以及鹽的水解等方面的綜合知識，考查角度廣，綜合性較強，難度不大．