Question

15．下列說法不正確的是（　�。�

• A． 等物質的量濃度的 NH₄HSO₄溶液和NaOH溶液等體積混合，溶液中各離子濃度大小關系為：c（Na⁺）=c（SO₄^2-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）
• B． 25℃時，將a mo1•L^-l氨水與0.01 moI•L^-1鹽酸等體積混合，反應完全時溶液中c（NH₄⁺）=c（C1^-），用含a的代數(shù)式表示NH₃•H₂O的電離常數(shù)K_b=$\frac{1{0}^{-9}}{a-0.01}$
• C． 某溫度下，相同體積、相同pH的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋，pH隨溶液體積V變化的曲線如圖所示．Ⅱ為醋酸稀釋時pH的變化曲線，且a、b兩點水的電離程度：a＜b
• D． 已知298K時氫氰酸（HCN）的K_a=4.9×10^-10、碳酸的K_a1=4.4×10^-7，K_a2=4.7×10^-11，據(jù)此可推測將氫氰酸加入到碳酸鈉溶液中能觀察到有氣泡產(chǎn)生

Answer 1

分析 A．等物質的量濃度的 NH₄HSO₄溶液和NaOH溶液等體積混合，二者恰好反應生成硫酸鈉、硫酸銨和水，根據(jù)原子守恒得c（Na⁺）=c（SO₄^2-），銨根離子水解導致c（SO₄^2-）＞c（NH₄⁺）且溶液呈酸性，銨根離子水解程度較小，據(jù)此判斷離子濃度大��；
B.25℃時，將a mo1•L^-l氨水與0.01 moI•L^-1鹽酸等體積混合，鹽酸溶液體積增大一倍，則氯離子濃度降為原來的一半，且反應完全時溶液中c（NH₄⁺）=c（C1^-），則混合溶液中c（NH₄⁺）=c（C1^-）=0.005mol/L，根據(jù)電荷守恒及溶液呈中性得c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7 mol/L，溶液中c（NH₃•H₂O）-c（NH₄⁺）=0.5amol/L-0.005mol/L，據(jù)此計算NH₃•H₂O的電離常數(shù)K_b；
C．相同溫度下，pH相等的醋酸和鹽酸中，二者c（H⁺）相等，加水稀釋過程中，醋酸電離出H⁺導致醋酸溶液中c（H⁺）大于鹽酸，所以稀釋過程中醋酸pH小于鹽酸，酸抑制水電離，酸中氫離子濃度越大其抑制水電離程度越大；
D．酸的電離平衡常數(shù)越大，酸的酸性越強，強酸能和弱酸鹽反應生成弱酸．

解答 解：A．等物質的量濃度的 NH₄HSO₄溶液和NaOH溶液等體積混合，二者恰好反應生成硫酸鈉、硫酸銨和水，根據(jù)原子守恒得c（Na⁺）=c（SO₄^2-），銨根離子水解導致c（SO₄^2-）＞c（NH₄⁺）且溶液呈酸性，所以c（H⁺）＞c（OH^-），銨根離子水解程度較小，所以離子濃度大小順序是c（Na⁺）=c（SO₄^2-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），故A正確；
B.25℃時，將a mo1•L^-l氨水與0.01 moI•L^-1鹽酸等體積混合，鹽酸溶液體積增大一倍，則氯離子濃度降為原來的一半，且反應完全時溶液中c（NH₄⁺）=c（C1^-），則混合溶液中c（NH₄⁺）=c（C1^-）=0.005mol/L，根據(jù)電荷守恒及溶液呈中性得c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7 mol/L，溶液中c（NH₃•H₂O）-c（NH₄⁺）=0.5amol/L-0.005mol/L，則NH₃•H₂O的電離常數(shù)K_b=$\frac{c（N{{H}_{4}}^{+}）．c（O{H}^{-}）}{c（N{H}_{3}．{H}_{2}O）}$=$\frac{0.005×1{0}^{-7}}{0.5a-0.005}$=$\frac{1{0}^{-9}}{a-0.01}$，故B正確；
C．相同溫度下，pH相等的醋酸和鹽酸中，二者c（H⁺）相等，加水稀釋過程中，醋酸電離出H⁺導致醋酸溶液中c（H⁺）大于鹽酸，所以稀釋過程中醋酸pH小于鹽酸，酸抑制水電離，酸中氫離子濃度越大其抑制水電離程度越大，所以水電離程度：a＜b，故C正確；
D．酸的電離平衡常數(shù)越大，酸的酸性越強，強酸能和弱酸鹽反應生成弱酸，根據(jù)電離平衡常數(shù)知，酸性強弱順序是H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，則碳酸鈉和HCN反應生成碳酸氫鈉和NaCN，沒有氣體生成，故D錯誤；
故選D．

點評 本題考查離子濃度大小比較、弱電解質的電離、強酸制取弱酸等知識點，明確溶液中溶質及其性質是解本題關鍵，側重考查學生分析計算能力，難點是B，題目難度不大．