Question

下列說法中正確的是（　�。�

• A、25℃時，向CH₃COONa溶液中加入適量CH₃COOH使混合液pH=7，此時溶液中C（Na⁺）=C（CH₃COO^-）
• B、25℃時，0.1 mol?L^-1氨水和0.05mol?L^-氨水中OH^-濃度之比是2：1
• C、體積相同、pH值相同的①鹽酸 ②硫酸 ③醋酸，被NaOH溶液完全中和，消耗NaOH溶液體積由小到大的順序是②＜①＜③
• D、向含有HCO₃^-、CH₃COO^-、CO₃^2-、SO₃^2-離子的溶液中加入足量的Na₂O₂固體后，假設溶液體積不變，則以上四種離子濃度基本保持不變的是CO₃^2-和CH₃COO^-

Answer 1

考點：弱電解質在水溶液中的電離平衡,離子反應發(fā)生的條件

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：A.25℃時，混合溶液呈中性，則C（H⁺）=C（OH^-），再結合電荷守恒判斷；
B．相同溫度下，同一弱電解質的溶液中，濃度越大其電離程度越小；
C．酸和NaOH發(fā)生中和反應時，消耗NaOH體積與酸最終電離出的氫離子物質的量成正比；
D．發(fā)生的反應為2Na₂O₂+2H₂O=4NaOH+O₂↑、HCO₃^-+OH^-=CO₃^2-+H₂O、2SO₃^2-+O₂=2SO₄^2-．

解答： 解：A.25℃時，混合溶液呈中性，則C（H⁺）=C（OH^-），再結合電荷守恒得C（Na⁺）=C（CH₃COO^-），故A正確；
B．相同溫度下，同一弱電解質的溶液中，濃度越大其電離程度越小，所以0.1 mol?L^-1氨水和0.05mol?L^-氨水中OH^-濃度之比小于2：1，故B錯誤；
C．酸和NaOH發(fā)生中和反應時，消耗NaOH體積與酸最終電離出的氫離子物質的量成正比，體積相同、pH值相同的①鹽酸 ②硫酸 ③醋酸，最終電離出氫離子的物質的量大小順序是③＞②=①，所以消耗同濃度NaOH體積③＞②=①，故C錯誤；
D．發(fā)生的反應為2Na₂O₂+2H₂O=4NaOH+O₂↑、HCO₃^-+OH^-=CO₃^2-+H₂O、2SO₃^2-+O₂=2SO₄^2-，所以四種離子濃度基本保持不變的是CH₃COO^-，故D錯誤；
故選A．

點評：本題考查了離子濃度大小比較、弱電解質的電離、氧化還原反應等知識點，明確物質的性質、弱電解質電離和濃度的關系再結合守恒思想解答即可，注意C中消耗NaOH體積與酸的強弱無關、D中發(fā)生的化學反應，為易錯點．