已知NaHSO4在水中的电离方程式为：NaHSO4==Na+＋H+＋SO42-。某温度下，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。对于该溶液，下列叙述中不正确的

已知NaHSO4在水中的电离方程式为：NaHSO4==Na+＋H+＋SO42-。某温度下，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。对于该溶液，下列叙述中不正确的是 [ ] A. 该温度高于25℃ B. c(H+)＝c(OH-)＋c(SO42-) C. 水电离出来的c(H+)＝1×10-10mol·L-1 D. 该温度下加入等体积pH＝12的NaOH溶液可使反应后的溶液恰好呈中性

我们先来分析题目信息。

1. 理解背景

蒸馏水在 25℃ 时 pH = 7。

这里蒸馏水初始 pH = 6，说明此时 $K_w > 10^{-14}$，温度高于 25℃。

NaHSO₄ 完全电离：NaHSO₄ → Na⁺ + H⁺ + SO₄²⁻，因此它相当于加入强酸（H⁺ 来源），使 pH 从 6 降为 2。

2. 各选项分析

A. 该温度高于 25℃

初始蒸馏水 pH = 6 ⇒ c(H⁺) = 1×10⁻⁶ mol/L
$K_w = c(\text{H}^+) \times c(\text{OH}^-) = (1\times 10^{-6})^2 = 1\times 10^{-12}$
在 25℃ 时 $K_w = 1\times 10^{-14}$，现在 $K_w$ 更大 ⇒ 温度高于 25℃。
A 正确。

B. c(H⁺) = c(OH⁻) + c(SO₄²⁻)

从电荷守恒考虑：

Na⁺ 和 SO₄²⁻ 来自 NaHSO₄，设 $c_{\text{NaHSO₄}} = c$，则：

电荷守恒：

所以 $c(\text{H}^+) = c(\text{OH}^-) + c(\text{SO₄²⁻})$ 成立。
B 正确。

C. 水电离出来的 c(H⁺) = 1×10⁻¹⁰ mol/L

“水电离出来的 c(H⁺)”指的是水自身电离产生的 H⁺ 浓度（等于溶液中 OH⁻ 浓度）。
最终溶液 pH = 2 ⇒ c(H⁺)_{总} = 1×10⁻² mol/L
由 $K_w = 1\times 10^{-12}$：

在水溶液中，OH⁻ 全部来自水的电离，且水每电离出一个 H₂O → H⁺ + OH⁻，水电离出的 H⁺ 浓度在数量上等于 OH⁻ 浓度。
因此水电离的 $c(\text{H}^+)_{\text{water}} = c(\text{OH}^-) = 1\times 10^{-10}$ mol/L。
C 正确。

D. 加入等体积 pH=12 的 NaOH 溶液可使反应后的溶液恰好呈中性

最终溶液 pH = 2 ⇒ c(H⁺) = 0.01 mol/L，体积记作 V。
pH=12 的 NaOH 溶液 c(OH⁻) 是多少？
此温度下 $K_w = 10^{-12}$，pH=12 ⇒ c(H⁺) = 10⁻¹² mol/L ⇒ c(OH⁻) = $K_w / 10^{-12} = 10^{-12} / 10^{-12} = 1$ mol/L。
所以 NaOH 溶液 c(OH⁻) = 1 mol/L（非常高）。

等体积加入，则加入的 OH⁻ 物质的量 = 1 mol/L × V。
原溶液中 H⁺ 物质的量 = 0.01 mol/L × V。
OH⁻ 远远过量，会使溶液呈强碱性，不可能中性。

如果想达到中性，需 H⁺ 与 OH⁻ 等物质的量反应：
设原溶液体积 V，需加 NaOH 体积 x：
原溶液 H⁺ 物质的量 0.01V mol，
OH⁻ 物质的量 1×x mol
令 0.01V = 1×x ⇒ x = 0.01V
即需要 0.01V 体积的该 NaOH 溶液，不是等体积。等体积会过量太多。

D 错误。

因此不正确是 D。