Question

下列说法正确的是（　　）

• A、对于0.1mol/LNa₂SO₃溶液，升高温度，溶液的pH降低
• B、若醋酸溶液的pH=a，将此溶液稀释1倍后，溶液pH=b，则a＞b
• C、0.1 mol/L pH=4的NaHB溶液中：c（HB^-）＞c（B^2-）＞c（H₂B）
• D、100℃时，将pH=2的盐酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合，溶液显中性

Answer 1

考点：影响盐类水解程度的主要因素,弱电解质在水溶液中的电离平衡,盐类水解的应用

专题：电离平衡与溶液的pH专题,盐类的水解专题

分析：A、升高温度促进盐的水解；
B、酸加水稀释时氢离子浓度减小；
C、0.1 mol/L pH=4的NaHB中，HB^-的电离程度大于水解程度；
D、100℃时，Kw＞10^-14，则c（OH^-）＞0.01mol/L．

解答： 解：A、升高温度促进盐的水解，则0.1mol/LNa₂SO₃溶液，升高温度，水解程度增大，溶液碱性增强，则溶液的pH升高，故A错误；
B、酸加水稀释时氢离子浓度减小，pH增大，所以醋酸溶液的pH=a，将此溶液稀释1倍后，溶液pH=b，则a＜b，故B错误；
C、0.1 mol/L pH=4的NaHB中，HB^-的电离程度大于水解程度，电离和水解的程度都较小，所以c（HB^-）＞c（B^2-）＞c（H₂B），故C正确；
D、100℃时，Kw＞10^-14，则c（OH^-）＞0.01mol/L，pH=2的盐酸中c（H⁺）=0.01mol/L，所以等体积混合时，碱过量，则溶液显碱性，故D错误．
故选C．

点评：本题考查了盐的水解、酸的电离、温度对Kw的影响等，题目难度不大，注意把握溶液中离子浓度大小比较的方法．