Question

12．已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数：弱酸化学式 CH₃COOH   HCN  H₂CO₃电离平衡常数（25℃）1.8×l0^-54.9×l0^-10K₁=4.3×l0^-7 K₂=5.6×l0^-11则下列有关说法正确的是（　　）

• A． 将a molL^-1 HCN溶液与a molL^-1 NaOH溶液等体积混合，混合液中：c（OH^-）＞c（H⁺），c（Na⁺）＞c（CN^-）
• B． 等物质的量浓度的各溶液pH关系为：pH（NaCN）＞pH（Na₂CO₃）＞pH（CH₃COONa）
• C． 冰醋酸中逐滴加水，溶液的导电性、醋酸的电离程度、pH均先增大后减小
• D． NaHCO₃和Na₂CO₃混合液中，一定有c（Na⁺）+c（H⁺）═c（OH^-）+c（HCO₃^-）+c（CO₃^2-）

Answer 1

分析 A．amol•L^-1HCN溶液与amol•L^-1NaOH溶液等体积混合，则生成的是NaCN溶液，是强碱弱酸盐；
B．电离常数越大，酸性越强，盐的水解规律：越弱越水解，所以水解能力：碳酸钠＞氰化钠＞醋酸钠；
C．溶液的导电性和离子浓度大小有关，电离度和溶液的浓度有关，pH大小值取决于溶液的氢离子浓度大小；
D、根据溶液中的电荷守恒来分析，溶液中存在c（Na⁺）、c（H⁺），阴离子c（OH^-）、c（HCO₃^-）、c（CO₃^2-），阴阳离子所带电荷总数相同．

解答 解：A．amol•L^-1HCN溶液与amol•L^-1NaOH溶液等体积混合，则生成的是NaCN溶液，是强碱弱酸盐，溶液显碱性，c（OH^-）＞c（H⁺），c（Na⁺）＞c（CN^-）成立，故A正确；
B．根据表中酸的电离平衡常数，可以知道酸性顺序是：醋酸＞氢氰酸＞碳酸氢根，盐的水解规律：越弱越水解，所以水解能力：碳酸钠＞氰化钠＞醋酸钠，即pH（Na₂CO₃）＞pH（NaCN）＞pH（CH₃COONa），故B错误；
C．冰醋酸原来没有水，然后加水溶于水电离，到达冰醋酸全部电离后，导电性最大，PH最小，继续加水，虽然总的电离的分子多了，但是氢离子和醋酸根离子浓度下降很快，导电性下降，PH增加，趋向7，无限稀释后，导电性极弱，PH≈7，所以冰醋酸中逐滴加水，溶液导电性先增强后减弱，根据越稀越电离的规律，则电离度逐渐增大，开始阶段是电离阶段，氢离子浓度逐渐增大，pH减小，达到电离平衡以后，再稀释，氢离子浓度减小，pH增大，即pH均先减小后增大，故C错误；
D．NaHCO₃和Na₂CO₃混合溶液中，溶液存在电荷守恒：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（HCO₃^-）+2c（CO₃^2-），故D错误；
故选A．

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，题目难度中等，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，侧重于考查学生的分析能力和对基础知识的应用能力．