Question

下列各溶液中，微粒的物质的量浓度关系表述正确的是（　　）

• A、将pH=5的硫酸溶液稀释1000倍后，溶液中的SO₄^2-与H⁺浓度的比值约为1：20
• B、0.1 mol/L NaHCO₃溶液中：c（Na⁺）=c（HCO₃^-）+c（H₂CO₃）+2 c（CO₃^2-）
• C、将0.2 mol/L NaA溶液和0.1 mol/L盐酸溶液等体积混合所得溶液显碱性且有：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（A^-）+c（Cl^-）
• D、pH=12的Ba（OH）₂溶液和pH=12的Na₂CO₃溶液中，由水电离出来的c（H⁺）相等

Answer 1

考点：离子浓度大小的比较

专题：

分析：A、稀释过程中硫酸的物质的量不变；
B、依据溶液中的物料守恒分析判断，n（Na）=n（C）；
C、将0.2 mol/L NaA溶液和0.1 mol/L盐酸溶液等体积混合所得溶液为NaCl，HA，NaA溶液，若HA为强酸，溶液呈酸性，若为弱酸取决于A^-离子水解程度和HA的电离程度大小，溶液酸碱性不一定，电荷守恒分析等式；
D、氢氧化钡是强碱溶液抑制水的电离，碳酸钠溶液是强碱弱酸盐，碳酸根离子水解促进水的电离．

解答： 解：A、室温下，pH=5的硫酸溶液中，c（H⁺）=1×10^-5mol/L，c（SO₄^2-）=5×10^-6mol/L，稀释1000倍后，溶液接近中性，但溶液始终为酸性溶液，即溶液的pH无限接近7但永远不能到达7，所以c（H⁺）=1×10^-7mol/L，c（SO₄^2-）=5×10^-9mol/L，所以溶液中的SO₄ ^2-与H⁺的物质的量浓度之比约为 1：20，故A正确；
B、0.1 mol/L NaHCO₃溶液中：c（Na⁺）=c（HCO₃^-）+c（H₂CO₃）+c（CO₃^2-），故B错误；
C、将0.2 mol/L NaA溶液和0.1 mol/L盐酸溶液等体积混合所得溶液为NaCl，HA，NaA溶液，若HA为强酸，溶液呈酸性，若为弱酸取决于A^-离子水解程度和HA的电离程度大小，溶液酸碱性不一定，电荷守恒c（Na⁺）+c（H⁺）=c（A^-）+c（Cl^-），故C错误；
D、氢氧化钡是强碱溶液抑制水的电离，碳酸钠溶液是强碱弱酸盐，碳酸根离子水解促进水的电离，pH=12的Ba（OH）₂溶液和pH=12的Na₂CO₃溶液中，由水电离出来的c（H⁺）不相等，故D错误；
故选A．

点评：本题考查电解质溶液中离子浓度大小比较，电荷守恒、物料守恒分析判断，溶液酸碱性的分析应用，掌握基础是关键，题目难度中等．