Question

下列敘述正確的是（　�。�

• A、0.1 mol?L^-1的硫酸銨溶液中：c（NH₄⁺）＞c（SO₄²⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）
• B、0.1 mol?L^-1的硫化鈉溶液中：c（OH^-）=c（H⁺）+c（HS^-+c（H₂S）
• C、1.0Xl0^-3mol/L鹽酸的pH=3.0，1.0X10^-8 mol/L鹽酸的pH=8.0
• D、常溫下，若1mL pH=1的鹽酸與l00mL pH=l1NaOH溶液混合后，溶液的pH=7

Answer 1

考點：pH的簡單計算,離子濃度大小的比較

專題：

分析：A、硫酸銨為強酸弱堿鹽，溶液呈酸性，根據(jù)電荷守恒判斷c（NH₄⁺）、c（SO₄^2-）相對大小；
B、根據(jù)質(zhì)子守恒分析；
C、根據(jù)常溫下酸溶液的pH一定小于7來分析；
D、根據(jù)n（H⁺）與n（OH^-）的大小關(guān)系來分析．

解答： 解：A、硫酸銨為強酸弱堿鹽，溶液呈酸性，即c（H⁺）＞c（OH^-），根據(jù)電荷守恒得c（NH₄⁺）＞c（SO₄^2-），銨根離子水解程度較小，所以溶液酸性較弱，則離子濃度大小順序為c（NH₄⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（H⁺）＞c（OH^-），故A正確；
B、依據(jù)硫化鈉溶液中存在的質(zhì)子守恒分析，溶液中水完全電離出氫氧根離子和氫離子相同分析得到，c（OH^-）=c（H⁺）+c（HS^-）+2c（H₂S），故B錯誤；
C、因常溫下，中性溶液的pH=7，則酸的pH一定小于7，即鹽酸溶液的pH不會為8，故C錯誤；
D、1mL pH=1的鹽酸中的n（H⁺）=0.001L×0.1mol/L=10^-4mol；NaOH溶液的n（OH^-）=0.1L×0.001mol/L=10^-4mol，由于n（H⁺）=n（OH^-），故恰好完全反應(yīng)，溶液顯中性，由于是25℃，故pH=7，故D正確．
故選AD．

點評：本題考查了離子濃度的大小比較及pH的有關(guān)計算，學(xué)生應(yīng)注意酸的溶液的pH在常溫下一定小于7，能利用影響平衡的因素及酸堿反應(yīng)的實質(zhì)來分析解答即可