Question

下列說法正確的是（　�。�

• A、對于0.1mol/LNa₂SO₃溶液，升高溫度，溶液的pH降低
• B、若醋酸溶液的pH=a，將此溶液稀釋1倍后，溶液pH=b，則a＞b
• C、0.1 mol/L pH=4的NaHB溶液中：c（HB^-）＞c（B^2-）＞c（H₂B）
• D、100℃時，將pH=2的鹽酸與pH=12的NaOH溶液等體積混合，溶液顯中性

Answer 1

考點：影響鹽類水解程度的主要因素,弱電解質在水溶液中的電離平衡,鹽類水解的應用

專題：電離平衡與溶液的pH專題,鹽類的水解專題

分析：A、升高溫度促進鹽的水解；
B、酸加水稀釋時氫離子濃度減小；
C、0.1 mol/L pH=4的NaHB中，HB^-的電離程度大于水解程度；
D、100℃時，Kw＞10^-14，則c（OH^-）＞0.01mol/L．

解答： 解：A、升高溫度促進鹽的水解，則0.1mol/LNa₂SO₃溶液，升高溫度，水解程度增大，溶液堿性增強，則溶液的pH升高，故A錯誤；
B、酸加水稀釋時氫離子濃度減小，pH增大，所以醋酸溶液的pH=a，將此溶液稀釋1倍后，溶液pH=b，則a＜b，故B錯誤；
C、0.1 mol/L pH=4的NaHB中，HB^-的電離程度大于水解程度，電離和水解的程度都較小，所以c（HB^-）＞c（B^2-）＞c（H₂B），故C正確；
D、100℃時，Kw＞10^-14，則c（OH^-）＞0.01mol/L，pH=2的鹽酸中c（H⁺）=0.01mol/L，所以等體積混合時，堿過量，則溶液顯堿性，故D錯誤．
故選C．

點評：本題考查了鹽的水解、酸的電離、溫度對Kw的影響等，題目難度不大，注意把握溶液中離子濃度大小比較的方法．