（4分）下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是（）——2009 高考化学第 13 题答案解析

【考点】DN：离子浓度大小的比较．菁优网版权所有
【专题】16：压轴题；51A：溶液和胶体专题．
【分析】A、设n（NH 4HSO4）＝1 mol（即溶液体积为100L） ，若加入1mol NaOH，得
Na2SO4 和（NH4）2SO4，溶液显酸性，若加入2 mol NaOH，得Na 2SO4 和NH 3•H2O，溶
液显碱性．故欲使溶液呈中性，加入的NaOH必在1～2 mol之间．而，SO 42﹣恒为1
mol，部分NH 4+与OH ﹣反应，最终n（NH 4+）＜1 mol．
B、溶液呈碱性，并且HCO3
﹣水解和水的电离都是微弱的，则有HCO 3
﹣的浓度大于OH ﹣
浓度， ．
C、运用电荷守恒和物料守恒判断离子的关系来判断；
D、混合液为酸性，说明CH 3COOH的电离程度大于CH 3COO﹣的水解程度，溶液中c
（CH3COO﹣）＞c（Na+）＞c（CH3COOH） ，再结合电荷守恒判断． ．
【解答】 解：A、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NH 3．H2O，会显碱性，想使溶液为中性，NH 4HSO4 必须有剩余，若
NH4HSO4 与NaOH1：1反应，那么溶液中还有很多NH 4+，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NH 4+的量＜1．假设溶液体积为1升，反应结束后，SO 42﹣的量为n＝0.01mol，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A正确；
B、NaHCO3 溶液中，OH﹣是由HCO 3
﹣水解和水的电离所出成的，但是这些都是微弱的。
HCO3
﹣ 的浓度大于OH ﹣浓度，故B错误；
C、由电荷守恒有：c（Na+）+c（H+）＝c（OH﹣）+c（HCO3
﹣）+2c（CO32﹣） ，由物料
守恒可得：c（Na+）＝2c（HCO3
﹣）+2c（CO32﹣）+2c（H2CO3） ，将两式中的C（Na+）
消去，可得c（OH ﹣）﹣c（H+）＝c（HCO3
﹣）+2c（H2CO3） ，故C正确；
D、25℃时，pH＝4.75、浓度均为0.1mol•L﹣1 的CH 3COOH、CH3COONa的混合液为酸
性，说明CH3COOH的电离程度大于CH 3COO﹣的水解程度，则溶液中c（CH3COO﹣）＞
c（Na+）＞c（CH3COOH） ，根据电荷守恒可得：c（CH3COO﹣）+c（OH﹣）＝c（Na+）

+c（H +） ，由于c（Na+）＞c（CH 3COOH） ，则c（CH3COO﹣）+c（OH ﹣）＞c
（CH3COOH）+c（H+） ，故D错误；
故选：AC。
【点评】本题考查：①混合溶液中离子浓度的关系，②等pH的溶液中物质的量浓度的
大小关系③电离和水解的相互关系④酸式盐溶液中离子的浓度大小关系，做题时注意电
荷守恒、物料守恒的运用．