Question

下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是

A．常温下0．1 mol/L的下列溶液① NH₄Al（SO₄）₂、② NH₄Cl、③ NH₃·H₂O、④ CH₃COONH₄溶液中，c（NH₄⁺）由大到小的顺序是②＞①＞④＞③

B．常温下0．4 mol/L CH₃COOH溶液和0．2 mol/L NaOH溶液等体积混合后溶液显酸性，则溶液中粒子浓度大小顺序为：c（CH₃COOH）＞c（Na⁺）＞c（CH₃COO^－）＞c（H⁺）＞c（OH^－）

C．0．1 mol/L（NH₄）₂Fe（SO₄）₂溶液：c（NH₄⁺）+c（NH₃·H₂O）+ c（Fe²⁺）=0．3 mol/L

D．室温下，向0．1 mol/LNH₄HSO₄溶液中滴加NaOH溶液至中性：c（Na⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^－） = c（H⁺）

Answer

D

【解析】

试题分析：A．一水合氨电离程度较小，醋酸根离子促进铵根离子水解，铝离子抑制铵根离子水解，所以等浓度的这几种溶液中铵根离子浓度大小顺序是：①＞②＞④＞③，故A错误；B．常温下0．4 mol/L CH3COOH溶液和0．2 mol/L NaOH溶液等体积混合后的溶质是等物质的量浓度的CH3COOH和CH3COONa，混合溶液呈酸性，说明酸的电离程度大于酸根离子水解程度，所以c（CH3COO-）＞c（CH3COOH），故B错误；C．0．1 mol/L（NH4）2Fe（SO4）2溶液存在物料守恒：c（NH4+）+c（NH3·H2O）+ c（Fe2+）+c[Fe（OH）3]=0．3 mol/L，故C错误；D．如果NH4HSO4与NaOH完全反应，化学计量比是1:2，但若完全反应溶液中有较多的NH3·H2O，会显碱性，想使溶液为中性，NH4HSO4必须有剩余，若NH4HSO4与NaOH1:1反应，那么溶液中还有很多NH4+，溶液显示酸性（NH4+水解显酸性），所以若NH4HSO4为1mol，设与之反应的NaOH的用量xmol，则有1＜x＜2，则NH4+的量＜1．假设溶液体积为1升，反应结束后，SO42-的量为n=0．01mol/l，Na+的量为x（0．01＜x＜0．02），NH4+的量为y＜0．01，由于是中性，所以H+和OH-的量相同，均为10-7，故D正确；故选D。

【考点定位】考查离子浓度大小的比较

【名师点晴】判断电解质溶液的离子浓度关系，需要把握三种守恒，明确等量关系。①电荷守恒规律，电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如NaHCO3溶液中存在着Na+、H+、HCO3-、CO32-、OH-，存在如下关系：c（Na+）+c（H+）＝c（HCO3-）+c（OH-）+2c（CO32-）。②物料守恒规律，电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。如K2S溶液中S2-、HS-都能水解，故S元素以S2-、HS-、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c（K+）＝2c（S2-）+2c（HS-）+2c（H2S）。③质子守恒规律，如Na2S水溶液中质子守恒式可表示：c（H3O+）+2c（H2S）+c（HS-）＝c（OH-）或c（H+）+2c（H2S）+c（HS-）＝c（OH-）。质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。另外，酸、碱、盐都是电解质，酸电离产生氢离子、碱电离产生氢氧根离子，它们对水的电离平衡都起抑制作用，等浓度的氢离子或氢氧根离子对水电离平衡的抑制作用相同。酸或碱电离产生的离子浓度越大，对水的抑制作用就越强。若盐电离氢离子或氢氧根离子，对水的电离平衡起抑制作用，与酸或碱的作用相同；若电离产生的离子或消耗水电离产生的氢离子或氢氧根离子产生弱酸或弱碱，就会使水的电离平衡正向移动，促进水的电离，盐电离产生的水解的离子浓度越大，水解的离子浓度越大，溶液的酸性或碱性越强。若盐电离产生的阳离子、阴离子都发生水解作用，水解产生的氢离子、氢氧根离子发生中和反应，使水的电离程度比单独只有阳离子、阴离子发生水解作用的水的电离程度大。溶液的酸碱性根据水解相对程度判断。谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解。