已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4=Na++H++SO2−4。某温度下，向[H+]=1×10-6mol·L-1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的[H+]=1×10-2mol·L-1。下列对该溶液的叙述不正确的是()A.该温度高于25℃B.由水电离出来的H+的浓度为1.0×10-10mol·L-1C.加入NaHSO4晶体抑制水的电离D.取该溶液加水稀释100倍，溶液中的[OH-]减小
已知NaHSO4在水中的电离方程式为NaHSO4=Na++H++SO2−4。某温度下，向[H+]=1×10-6mol·L-1的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的[H+]=1×10-2mol·L-1。下列对该溶液的叙述不正确的是()
A.该温度高于25℃
B.由水电离出来的H+的浓度为1.0×10-10mol·L-1
C.加入NaHSO4晶体抑制水的电离
D.取该溶液加水稀释100倍，溶液中的[OH-]减小
题目解答
答案
答案：D。
解：A.25℃时，纯水的pH=7，该温度下蒸馏水中c(H+)=1×10-6mol·L-1，说明促进了水的电离，水的电离为吸热反应，故该温度高于25℃，故A正确；
B.向pH=6的蒸馏水中加入NaHSO4晶体，保持温度不变，测得溶液的pH为2，则c(H+)=1.0×10-2，该温度下pH=6的蒸馏水的离子积常数KW=c(H+)•c(OH-)=1.0×10-12，则c(OH-)=mol·L-1，故由水电离出来的c(H+)=1×10-10mol·L-1，故B正确；
C.NaHSO4在水中电离生成氢离子，对水的电离起抑制作用，水的电离程度减小，故C正确；
D.加入NaHSO4晶体后，溶液显酸性，取该溶液加水稀释100倍，溶液的酸性减弱，溶液中的c(H+)减小，c(OH-)增大，故D错误。
故选D。
解析
本题考查水的电离平衡及强酸性溶液的稀释规律。解题核心在于：
- 温度对水的电离常数（Kw）的影响：温度升高，Kw增大；
- 强酸性溶液中H+的来源：NaHSO4完全电离提供大量H+，抑制水的电离；
- 稀释强酸性溶液时H+和OH-的变化规律：稀释时H+浓度降低，但温度不变，Kw不变，故OH-浓度增大。
A选项分析
蒸馏水中[H+]=1×10⁻⁶ mol·L⁻¹，说明此时水的电离被促进（25℃时纯水的[H+]=1×10⁻⁷ mol·L⁻¹）。因水的电离为吸热反应，故该温度高于25℃，A正确。
B选项分析
原蒸馏水的Kw= [H+][OH⁻] = (1×10⁻⁶)² = 1×10⁻¹²。加入NaHSO4后，溶液中[H+]=1×10⁻² mol·L⁻¹，由水电离的[H+]为：
$\text{水电离的[H⁺]} = \frac{K_w}{[H⁺]} = \frac{1×10^{-12}}{1×10^{-2}} = 1×10^{-10} \, \text{mol·L⁻¹}$
B正确。
C选项分析
NaHSO4电离产生的H+使溶液中H+浓度显著升高，抑制了水的电离，C正确。
D选项分析
稀释强酸性溶液时，H+浓度降低，但温度不变（Kw固定），根据Kw=[H+][OH⁻]，OH⁻浓度会增大，D错误。