Question

9．下列敘述錯誤的是（　　）

• A． 常溫下，將pH=11的氨水和pH=3的鹽酸等體積混合后，所得溶液中各離子濃度的關(guān)系是c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
• B． 在BaSO₄飽和溶液中加入少量的BaCl₂溶液產(chǎn)生沉淀，平衡后的溶液中：c（Ba²⁺）×c（SO₄^2-）＞Ksp（BaSO₄）；c（Ba²⁺）＞c（SO₄^2-）
• C． 某二元酸的電離方程式為H₂B═H⁺+HB^-，HB^-?H⁺+B^2-，所以NaHB溶液呈酸性
• D． 等濃度的NH₄HSO₄、NH₄Cl、NH₃．H₂O溶液中c（NH₄⁺）逐漸減小

Answer 1

分析 A．常溫下，HCl是強電解質(zhì)、NH₃．H₂O是弱電解質(zhì)，所以pH=3的鹽酸為0.001mol/L，pH=11的氨水濃度大于0.001mol/L，二者等體積混合，氨水有剩余，NH₃．H₂O電離程度大于NH₄⁺水解程度，所以溶液呈堿性，再結(jié)合電荷守恒判斷c（Cl^-）、c（NH₄⁺）相對大�。�
B．硫酸鋇飽和溶液中加入氯化鋇后的溶液仍然為飽和溶液，則c（Ba²⁺）•c（SO₄^2-）=K_sp（BaSO₄）；c（Ba²⁺）=c（SO₄^2-）；
C．HB^-能電離但不水解，根據(jù)氫離子和氫氧根離子濃度相對大小確定溶液的酸堿性；
D．氫離子抑制了硫酸氫銨中銨根離子的水解、一水合氨的電離程度較小，據(jù)此判斷銨根離子濃度大�。�

解答 解：A．常溫下，HCl是強電解質(zhì)、NH₃．H₂O是弱電解質(zhì)，所以pH=3的鹽酸為0.001mol/L，pH=11的氨水濃度大于0.001mol/L，二者等體積混合，氨水有剩余，NH₃．H₂O電離程度大于NH₄⁺水解程度，所以溶液呈堿性，則c（OH^-）＞c（H⁺），再結(jié)合電荷守恒得c（Cl^-）＜c（NH₄⁺），溶液中一水合氨電離程度較小，所以溶液中離子濃度大小順序是c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺），故A正確；
B．在BaSO₄飽和溶液中加入少量的BaCl₂溶液產(chǎn)生沉淀，反應(yīng)后的溶液仍然為硫酸鋇飽和溶液，則平衡后的溶液中：c（Ba²⁺）×c（SO₄^2-）=Ksp（BaSO₄）；c（Ba²⁺）=c（SO₄^2-），故B錯誤；
C．根據(jù)電離方程式可知：HB^-能電離不水解，導(dǎo)致溶液中c（H⁺）＞c（OH^-），所以溶液呈酸性，故C正確；
D．NH₄HSO₄中的氫離子抑制了銨根離子的水解、NH₃•H₂O的電離程度較小，則等濃度的NH₄HSO₄、NH₄Cl、NH₃•H₂O溶液中c（NH₄⁺）逐漸減小，故D錯誤；
故選B．

點評 本題考查了離子濃度大小比較，題目難度中等，明確鹽的水解原理及其影響因素為解答關(guān)鍵，注意掌握電荷守恒、物料守恒等知識在判斷離子濃度大小中的應(yīng)用方法．