Question

已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数：则下列有关说法正确的是（ ）

弱酸化学式	CH3COOH	HCN	H2CO3
电离平衡常数（25℃）	1.8×10-5	4.9×l0-10	K1=4.3×10-7  K2=5.6×10-11

A．等物质的量浓度的各溶液pH关系为：pH（NaCN）＞pH（Na₂CO₃）＞pH（CH₃COONa）
B．a mol?L^-1 HCN溶液与b mol?L^-1NaOH溶液等体积混合后，溶液中c（Na⁺）＞c（CN^-），则a一定小于b
C．冰醋酸中逐滴加水，则溶液的导电性、n（H⁺）、pH均先增大后减小
D．NaHCO₃和Na₂CO₃混合溶液中，存在c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（HCO₃^-）+2c（CO₃^2-）

Answer 1

【答案】分析：A、利用酸的电离常数比较酸性的强弱，再利用盐中酸根离子对应的酸越弱，其水解程度越大来分析．
B、等体积混合，若a=b恰好完全反应，因CN^-的水解溶液中c（Na⁺）＞c（CN^-）．
C、冰醋酸中逐滴加水电离程度一直在增大，pH也是增大且无限接近中性溶液的pH．
D、利用电荷守恒来分析．
解答：解：A、由电离常数Ka的关系可知，1.8×10^-5＞4.9×10^-10＞5.6×10^-11，则酸性CH₃COOH＞HCN＞HCO₃^-，显然等浓度时Na₂CO₃的水解程度最大，其溶液的pH最大，则等物质的量浓度的各溶液pH关系为pH（Na₂CO₃）＞pH（NaCN）＞pH（CH₃COONa），故A错误．
B、等体积混合，若a=b恰好完全反应，因CN^-的水解溶液中存在c（Na⁺）＞c（CN^-），a＜b时溶液中存在c（Na⁺）＞c（CN^-），即所得溶液中c（Na⁺）＞c（CN^-）时a≤b，故B错误；
C、冰醋酸中逐滴加水，电离产生的离子浓度增大，导电性增大，但随水的量增大，浓度变小，导电性减小，而在加水的过程中电离程度、pH一直在增大，故C错误；
D、因溶液不显电性，则所有阳离子带的电荷总数等于阴离子带的负电荷总数，即c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（HCO₃^-）+2c（CO₃^2-），故D正确；
故选D．
点评：本题考查盐类水解、弱电解质的电离及溶液中离子浓度的关系，明确溶液中的溶质及酸性强弱的比较、电荷守恒是解答本题的关键，A是学生解答的易错点．