Question

下列說法正確的是（　�。�

• A、向50 mL 1mol?L^-1的鹽酸中加入燒堿后，水的K_w不變
• B、NH₄C1和NH₃?H₂O混合液中，二者對對方的平衡都起了抑制作用
• C、室溫時某溶液的pH＜7，則該物質一定是酸或強酸弱堿鹽
• D、常溫下0.1 mol?L^-1的HA溶液中 

  c(OH-)

  c(H+)

  =1×10^-8，則0.01 mol?L^-1HA溶液中c（H⁺）=1×10^-4 mol?L^-1

Answer 1

考點：弱電解質在水溶液中的電離平衡,離子積常數(shù),鹽類水解的原理

專題：

分析：A．酸堿中和為放熱反應，溶液溫度升高，促進水的電離；
B．依據(jù)電離平衡和鹽類水解平衡的影響因素分析；
C．室溫時某溶液的pH＜7，可能為酸或強酸弱堿鹽或酸式鹽；
D．根據(jù) 

c(OH-)

c(H+)

=1×10^-8結合水的離子積常數(shù)計算氫離子濃度，判斷該酸是弱酸，然后根據(jù)弱酸稀釋的規(guī)律解題．

解答： 解：A．Kw只受溫度的影響，鹽酸中加入燒堿發(fā)生酸堿中和反應，放出熱量，使體系溫度升高，Kw值增大，故A錯誤；
B．銨根離子水解方程式：NH₄⁺+H₂O?NH₃?H₂O+H⁺加入一水合氨，一水合氨濃度增大，平衡向逆向移動，抑制銨根離子的水解；一水合氨的電離方程式：NH₃?H₂O?NH₄⁺+OH^-，加入氯化銨溶液，銨根離子濃度增大，平衡向逆向移動，抑制了一水合氨的電離，故B正確；
C．室溫時某溶液的pH＜7，可能為酸或強酸弱堿鹽或酸式鹽，如NaHSO₄，故C錯誤；
D．

c(OH-)

c(H+)

=1×10^-8，c（OH^-）×c（H⁺）=1×10^-14，所以c（H⁺）=10^-3mol?L^-1，該酸為弱酸，加水稀釋時弱酸的電離程度增大，所以0.01 mol?L^-1 HA溶液中c（H⁺）＞1×10^-4mol?L^-1，故D錯誤；
故選B．

點評：本題考查了水的電離平衡常數(shù)，弱電解質的電離平衡和鹽類水解平衡的影響因素，是高考的熱點，側重于學生的分析能力的考查，難度中等，注意把握鹽類水解的特點以及電解質的電離平衡影響因素．