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下列溶液中各微粒浓度关系判定不正确的是

A.10mL 0.2 mol·L^-1的氨水与l0mL 0.1 mol·L^-1的盐酸充分反应混合后的溶液中,存在c(NH₄⁺)+c(NH₃·H₂O)=2c(Cl^-)= 0.1 mol·L^-1
B.已知酸性HF > CH₃COOH,物质的量浓度相等的NaF与CH₃COOK溶液中:c(Na⁺) - c(F^-) >c(K⁺) - c(CH₃COO^-)
C.CH₃COOK溶液中加入少量NaNO₃固体后的碱性溶液一定有:c(K⁺)+c(H⁺)=c(CH₃COO^-)+c(OH^-)
D.已知NaHS0₃溶液pH<7,该溶液中一定有:c(Na⁺)> c(HSO₃^-)> c(SO₃²^-)>c(H₂SO₃)

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题目解析：

试题分析：A. n(Cl-)=c·V=0.1mol/L×0.01L=0.001mol.在反应的过程中没有消耗。反应后c(Cl-)="n/L" ="0.001mol" ÷0.02L="0.05mol/L." n(NH3)= c·V=0.1mol/L×0.02L=0.002mol.反应后 n(NH3) ="n/L=0.002mol" ÷0.02L=" 0.1" mol/L根据物料守恒可得c(NH3)= c(NH4+)+c(NH3·H2O)= 0.1mol/L="2" c(Cl-).正确。B. HF、CH3COOH都是弱酸，所以NaF与CH3COOK都是强碱弱酸盐。由于酸性HF > CH3COOH，所以根据盐的水解规律：有弱才水解，越弱越水解，谁强显谁性。水解程度CH3COO->F-。n(NaF)=n(CH3COOK).水解程度越大，剩余离子的浓度就越小。所以c(K+) —c(CH3COO-) >c(Na+) —c(F-)。错误。C. 在任何溶液中都存在着电荷守恒。即阳离子所带的正电荷总数与阴离子所带的负电荷总数相等。可得c(Na+)+c(K+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)+ c(NO3-)。由于NaNO3是强酸强碱盐，在溶液中不水解，所以c(Na+)=c(NO3-)。两式相减可得：c(K+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)。正确。D. NaHSO3是强碱弱酸的酸式盐。在溶液中存在电离平衡HSO3--H++ SO32--，和水解平衡：HSO3+H2O--OH-+H2SO3。电离使溶液显酸性，水解使溶液显碱性。由于NaHSO3溶液pH<7,说明电离>水解。c(SO32-)>c(H2SO3).则根据物料守恒可得：c(Na+)= c(HSO3-) +c(SO32-)+ c(H2SO3)。由于c(HSO3-)的电离和水解消耗，所以c(Na+)> c(HSO3-)。因此在该溶液中一定有：c(Na+)> c(HSO3-)> c(SO32-) >c(H2SO3)。正确。

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