Question

已知25℃時有關弱酸的電離平衡常數： 弱酸化學式 CH3COOH HCN H2CO3 電離平衡常數（25℃） 1.8×l0-5 4.9×l0-10 K1=4.3×l0-7K2=5.6×l0-11 現維持25℃，下列有關說法正確的是（　　）

A、NaHCO₃溶液中：c（OH^-）-c（H⁺）=c（H₂CO₃）-c（CO₃^2-）

B、a mol?L^-1HCN溶液與b mol?L^-1NaOH溶液等體積混合，所得溶液中c（Na⁺）＞c（CN^-），則a一定小于b

C、等物質的量濃度的各溶液pH關系為：pH（NaHCO₃）＞pH（NaCN）＞pH（CH₃COONa）

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、根據質子守恒分析；
B、等體積混合，若a=b恰好完全反應，因CN^-的水解溶液中c（Na⁺）＞c（CN^-）；
C、利用酸的電離常數比較酸性的強弱，再利用鹽中酸根離子對應的酸越弱，其水解程度越大來分析；
D、利用電荷守恒來分析．

解答：解：A、在NaHCO₃溶液中存在質子守恒，即c（OH^-）+c（CO₃^2-）=c（H₂CO₃）+c（H⁺），所以c（OH^-）-c（H⁺）=c（H₂CO₃）-c（CO₃^2-），故A正確；
B、等體積混合，若a=b恰好完全反應，因CN^-能水解，所以溶液中存在c（Na⁺）＞c（CN^-），a＜b時，氫氧化鈉過量，則溶液中存在c（Na⁺）＞c（CN^-），即所得溶液中c（Na⁺）＞c（CN^-）時a≤b，故B錯誤；
C、由電離常數Ka的關系可知，1.8×10^-5＞4.9×10^-10＞5.6×10^-11，則酸性CH₃COOH＞HCN＞HCO₃^-，顯然等濃度時Na₂CO₃的水解程度最大，其溶液的pH最大，則等物質的量濃度的各溶液pH關系為pH（Na₂CO₃）＞pH（NaCN）＞pH（CH₃COONa），故C錯誤；
D、因溶液不顯電性，則所有陽離子帶的電荷總數等于陰離子帶的負電荷總數，即c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（HCO₃^-）+2c（CO₃^2-），故D錯誤；
故選D．

點評：本題考查鹽類水解、弱電解質的電離及溶液中離子濃度的關系，明確溶液中的溶質及酸性強弱的比較、電荷守恒、質子守恒是解答本題的關鍵，題目難度中等．