Question

6．常溫下，下列有關敘述正確的是（　�。�

• A． 水的離子積K_W只與溫度有關，但水的電離程度一定會受外加酸、堿、鹽的影響
• B． 若HA的K_a=1.7×10^-5，BOH的K_b=1.7×10^-5，則HA溶液中的c（H⁺）與BOH中的c（OH^-）相等
• C． 將0.2mol/L HA溶液和0.1mol/L NaOH溶液等體積混合，則反應后的混合液中：c（OH^-）+c（A^-）=c（H⁺）+c（HA）
• D． Mg（OH）₂能溶于NH₄Cl濃溶液的主要原因是NH₄⁺結合OH^-使沉淀溶解平衡發(fā)生正向移動

Answer 1

分析 A．鹽不一定影響水的電離，如強酸弱堿鹽；
B．HA溶液中c（H⁺）=$\sqrt{{K}_{a}•c（C{H}_{3}COOH）}$，BOH溶液中c（OH^-）=$\sqrt{{K}_•c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$，濃度不同，則氫離子和氫氧根離子的濃度不會相同；
C．根據混合液中的物料守恒和電荷守恒判斷；
D．氫氧化鎂存在溶解平衡，銨根離子結合了氫氧根離子，促進了氫氧化鎂的溶解．

解答 解：A．水的離子積K_W只與溫度有關，但外加酸、堿抑制水的電離，水解的鹽一定會影響水的電離程度，但不水解的鹽如NaCl不影響水的電離，故A錯誤；
B．室溫下，HA溶液中c（H⁺）=$\sqrt{{K}_{a}•c（C{H}_{3}COOH）}$，BOH溶液中c（OH^-）=$\sqrt{{K}_•c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$，兩種溶液的濃度相對大小未知，所以無法判斷醋酸溶液中氫離子濃度和氨水中氫氧根離子濃度的相對大小，故B錯誤；
C．將0.2mol•L^-1的某一元酸HA溶液和0.1mol•L^-1的NaOH溶液等體積混合，溶液中存在電荷守恒：c（OH^-）+c（A^-）=c（H⁺）+c（Na⁺），存在物料守恒：c（A^-）+c（HA）=2c（Na⁺），二者聯式可得：2c（OH^-）+c（A^-）=2c（H⁺）+c（HA），故C錯誤；
D．Mg（OH）₂能溶于NH₄Cl濃溶液的主要原因是：氫氧化鎂存在溶解平衡，加入的NH₄⁺結合OH^-使沉淀溶解平衡向著正向移動，促進了氫氧化鎂的溶解，故D正確；
故選D．

點評 本題考查離子濃度大小比較，題目難度中等，涉及離子濃度大小比較、電離平衡常數的計算、溶沉淀溶解平衡的度積常數因素的分析判斷等知識，試題知識點較多、綜合性較強，充分考查學生的分析能力及靈活應用基礎知識的能力．