Question

18．25℃時，部分弱酸的電離平衡常數如表：

弱酸	CH3COOH	HCN	H2CO3
電離平衡常數	1.8×10-5	4.9×10-10	K1=4.3×10-7  K2=5.6×10-11

下列有關說法正確的是（　　）

• A． 等物質的量濃度溶液的pH關系為pH（NaCN）＞pH（Na₂CO₃）＞pH（CH₃COONa）
• B． a mol•L^-1HCN溶液與b mol•L^-1NaOH溶液等體積混合后，所得溶液中：c（Na⁺）＞c（CN^-），則a一定小于b
• C． 往冰醋酸中逐滴加水，溶液的導電性逐漸增大
• D． 將0.2 mol•L^-1 KHCO₃溶液與0.1 mol•L^-1 KOH溶液等體積混合：c（K⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（HCO${\;}_{3}^{-}$）+2c（CO${\;}_{3}^{2-}$）

Answer 1

分析 A．酸的電離平衡常數越大，酸根離子水解程度越小，相同濃度的鈉鹽溶液pH越小；
B．HCN與NaOH恰好反應生成NaCN，CN^-發生水解濃度減小；
C．溶液導電能力與離子濃度成正比；
D．0.2 mol•L^-1 KHCO₃溶液與0.1 mol•L^-1 KOH溶液等體積混合生成K₂CO₃，KHCO₃有剩余，根據電荷守恒分析．

解答 解：A．酸的電離平衡常數越大，酸根離子水解程度越小，相同濃度的鈉鹽溶液pH越小，水解程度CO₃^2-＞CN^-＞CH₃COO^-，則這三種鹽pH大小順序是pH（Na₂CO₃）＞pH（NaCN）＞pH（CH₃COONa），故A錯誤；
B．HCN與NaOH恰好反應生成NaCN，CN^-發生水解濃度減小，所以NaCN溶液中c（Na⁺）＞c（CN^-），此時a=b，故B錯誤；
C．溶液導電能力與離子濃度成正比，稀釋過程中促進醋酸電離，溶液中離子濃度 先增大后減小，所以溶液導電能力先增大后減小，故C錯誤；
D．0.2 mol•L^-1 KHCO₃溶液與0.1 mol•L^-1 KOH溶液等體積混合生成K₂CO₃，KHCO₃有剩余，溶液中的電荷守恒為：c（K⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（HCO₃^-）+2c（CO₃^2-），故D正確；
故選D．

點評 本題考查了弱電解質的電離及鹽類水解，明確酸的強弱與酸根離子水解程度關系是解本題關鍵，注意：溶液導電能力與離子濃度成正比，與電解質強弱無關，易錯選項是C．