Question

2．下列说法不正确的是（　　）

• A． 已知298K时氢氰酸（HCN）的K_a=4.9×10^-10，碳酸的K_a1=4.4×10^-7，K_a2=4.7×10^-11，据此可推测将氢氰酸加入到碳酸钠溶液中不可能观察到有气泡产生
• B． 25℃时，将amol•L氨水与0.01mol•L^-1盐酸等体积混合，反应完全时溶液中c（NH₄⁺）=c（CI^-），用含a的代数式表示NH₃•H₂O的电离常数K_b=$\frac{1{0}^{-9}}{a-0.01}$
• C． 某温度下，相同体积、相同pH的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释，pH随溶液体积V变化的曲线如图所示．II为醋酸稀释时pH的变化曲线，且a、b两点水的电离程度：a＜b
• D． 向0.10mol•L^-1NaHSO₄溶液中通入NH₃至溶液pH=7（通入气体对溶液体积的影响可忽略）：c（Na⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（NH₄⁺）

Answer 1

分析 A．相同温度、浓度下，酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，其酸根离子的水解能力越小，结合强酸制取弱酸分析解答；
B．在25℃下，平衡时溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=0.005mol/L，根据物料守恒得n（NH₃．H₂O）=（0.5a-0.005）mol/L，根据电荷守恒得c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L，NH₃•H₂O的电离常数K_b=$\frac{c（O{H}^{-}）×c（N{{H}_{4}}^{+}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$；
C．醋酸为弱酸，存在电离平衡，当加水稀释时，氢离子浓度减小较慢，以此判断醋酸稀释时，pH的变化曲线；氢离子浓度越大，对水的电离的抑制程度越大；
D．根据电荷守恒分析．

解答 解：A．已知298K时氢氰酸（HCN）的K_a=4.9×10^-10，碳酸的K_a1=4.4×10^-7，K_a2=4.7×10^-11，则酸性H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，所以氢氰酸加入到碳酸钠溶液中，没有气体生成，故A正确；
B．在25℃下，平衡时溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=0.005mol/L，根据物料守恒得n（NH₃．H₂O）=（0.5a-0.005）mol/L，根据电荷守恒得c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L，NH₃•H₂O的电离常数K_b=$\frac{c（O{H}^{-}）×c（N{{H}_{4}}^{+}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$=$\frac{1{0}^{-7}×5×1{0}^{-3}}{0.5{a}^{-5}×1{0}^{-3}}$=$\frac{1{0}^{-9}}{a-0.01}$，故B正确；
C．醋酸为弱酸，存在电离平衡，当加水稀释时，氢离子浓度减小较慢，所以醋酸稀释时，pH增大较慢，曲线Ⅱ为醋酸的pH值变化；氢离子浓度越大，对水的电离的抑制程度越大，且a中溶液的pH小，即氢离子浓度大，所以a点水的电离程度小，则a、b两点水的电离程度：a＜b，故C正确；
D．向0.10mol•L^-1NaHSO₄溶液中通入NH₃至溶液pH=7，溶液中电荷守恒为：c（Na⁺）+c（NH₄⁺）+c（H⁺）=2c（SO₄^2-）+c（OH^-），由于显中性，即c（H⁺）=+c（OH^-），所以c（Na⁺）+c（NH₄⁺）=2c（SO₄^2-），已知c（Na⁺）=c（SO₄^2-），所以c（Na⁺）=c（SO₄^2-）=c（NH₄⁺），故D错误．
故选D．

点评 本题考查了弱电解质的电离、溶液中离子浓度大小比较，题目难度中等，注意掌握弱电解质电离的特点及其应用，能够根据电荷守恒、物料守恒、盐的水解原理等知识判断溶液中离子浓度大小．