Question

9．下列叙述错误的是（　　）

• A． 常温下，将pH=11的氨水和pH=3的盐酸等体积混合后，所得溶液中各离子浓度的关系是c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
• B． 在BaSO₄饱和溶液中加入少量的BaCl₂溶液产生沉淀，平衡后的溶液中：c（Ba²⁺）×c（SO₄^2-）＞Ksp（BaSO₄）；c（Ba²⁺）＞c（SO₄^2-）
• C． 某二元酸的电离方程式为H₂B═H⁺+HB^-，HB^-?H⁺+B^2-，所以NaHB溶液呈酸性
• D． 等浓度的NH₄HSO₄、NH₄Cl、NH₃．H₂O溶液中c（NH₄⁺）逐渐减小

Answer 1

分析 A．常温下，HCl是强电解质、NH₃．H₂O是弱电解质，所以pH=3的盐酸为0.001mol/L，pH=11的氨水浓度大于0.001mol/L，二者等体积混合，氨水有剩余，NH₃．H₂O电离程度大于NH₄⁺水解程度，所以溶液呈碱性，再结合电荷守恒判断c（Cl^-）、c（NH₄⁺）相对大小；
B．硫酸钡饱和溶液中加入氯化钡后的溶液仍然为饱和溶液，则c（Ba²⁺）•c（SO₄^2-）=K_sp（BaSO₄）；c（Ba²⁺）=c（SO₄^2-）；
C．HB^-能电离但不水解，根据氢离子和氢氧根离子浓度相对大小确定溶液的酸碱性；
D．氢离子抑制了硫酸氢铵中铵根离子的水解、一水合氨的电离程度较小，据此判断铵根离子浓度大小．

解答 解：A．常温下，HCl是强电解质、NH₃．H₂O是弱电解质，所以pH=3的盐酸为0.001mol/L，pH=11的氨水浓度大于0.001mol/L，二者等体积混合，氨水有剩余，NH₃．H₂O电离程度大于NH₄⁺水解程度，所以溶液呈碱性，则c（OH^-）＞c（H⁺），再结合电荷守恒得c（Cl^-）＜c（NH₄⁺），溶液中一水合氨电离程度较小，所以溶液中离子浓度大小顺序是c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺），故A正确；
B．在BaSO₄饱和溶液中加入少量的BaCl₂溶液产生沉淀，反应后的溶液仍然为硫酸钡饱和溶液，则平衡后的溶液中：c（Ba²⁺）×c（SO₄^2-）=Ksp（BaSO₄）；c（Ba²⁺）=c（SO₄^2-），故B错误；
C．根据电离方程式可知：HB^-能电离不水解，导致溶液中c（H⁺）＞c（OH^-），所以溶液呈酸性，故C正确；
D．NH₄HSO₄中的氢离子抑制了铵根离子的水解、NH₃•H₂O的电离程度较小，则等浓度的NH₄HSO₄、NH₄Cl、NH₃•H₂O溶液中c（NH₄⁺）逐渐减小，故D错误；
故选B．

点评 本题考查了离子浓度大小比较，题目难度中等，明确盐的水解原理及其影响因素为解答关键，注意掌握电荷守恒、物料守恒等知识在判断离子浓度大小中的应用方法．