Question

（2009?汕頭二模）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℃） 1.8×10-5 4.9×10-10 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 則下列有關說法正確的是（　　）

A．等物質的量濃度的各溶液pH關系為：pH（NaCN）＞pH（Na₂CO₃）＞pH（CH₃COONa）

B．NaHCO₃和Na₂CO₃混合溶液中，一定存在c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（HCO₃^-）+2c（CO₃^2-）

C．amol?L^-1HCN溶液與bmol?L^-1NaOH溶液等體積混合后，所得溶液中c（Na⁺）＞c（CN^-），則a一定大于b

D．冰醋酸中逐滴加水，則溶液的導電性、醋酸的電離度、pH均先增大后減小

Answer 1

分析：A、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；
B、利用電荷守恒來分析；
C、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^-）；
D、冰醋酸中逐滴加水電離程度一直在增大，pH也是增大且無限接近中性溶液的pH．

解答：解：A、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A錯誤；
B、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B正確；
C、等體積混合，若a=b恰好完全反應，因CN^-的水解溶液中存在c（Na⁺）＞c（CN^-），a＜b時溶液中存在c（Na⁺）＞c（CN^-），即所得溶液中c（Na⁺）＞c（CN^-）時a≤b，故C錯誤；
D、冰醋酸中逐滴加水，電離產生的離子濃度增大，導電性增大，但隨水的量增大，濃度變小，導電性減小，而在加水的過程中電離程度、pH一直在增大，故D錯誤；
故選B．

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、電荷守恒是解答本題的關鍵，A是學生解答的易錯點．