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×l0-7 K2=5.6×l0-11 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（Na₂CO₃）＞pH（NaCN）＞pH（CH₃COONa）

B．amol?L^-1HCN溶液與amol?L^-1NaOH溶液等體積混合后，測得所得溶液顯堿性
（pH＞7），則c（OH^-）＞c（H⁺），c（Na⁺）＞c（CN^-）

C．冰醋酸中逐滴加入蒸餾水，溶液pH先增大后減小

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、根據酸的電離平衡常數來分析酸的強弱，再利用鹽的水解規律可知越弱越水解來分析；
B、根據等體積等濃度來分析反應后溶質為NaCN，利用弱酸根離子的水解來分析；
C、根據醋酸的電離隨加水的量，電離程度增大，但氫離子的濃度是先增大后減小，則pH先減小后增大；
D、根據電荷守恒來分析混合溶液中的離子的濃度的關系．

解答：解：A、由表格中的電離平衡常數可知，5.6×l0^-11＜4.9×l0^-10＜1.8×l0^-5，等物質的量濃度的Na₂CO₃、NaCN、CH₃COONa中碳酸根離子的水解程度最大，生成的氫氧根離子的濃度最大，其次為NaCN，最小的為CH₃COONa，即pH（Na₂CO₃）＞pH（NaCN）＞pH（CH₃COONa），故A正確；
B、amol?L^-1HCN溶液與amol?L^-1NaOH溶液等體積混合后恰好完全反應，溶液中的溶質為NaCN，由弱酸根離子的水解可知，溶液顯堿性，則c（OH^-）＞c（H⁺），根據電荷守恒c（CN^-）+c（OH^-）=c（H⁺）+c（Na⁺），則c（Na⁺）＞c（CN^-），故B正確；
C、因冰醋酸隨加水的量，電離程度增大，但氫離子的濃度是先增大后減小，則pH先減小后增大，故C錯誤；
D、NaHCO₃和Na₂CO₃混合液中共有五種離子，由電荷守恒可知關系為c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（HCO₃^-）+2c（CO₃^2-），故D錯誤；
故選AB．

點評：本題考查弱電解質的強弱與水解的關系，并利用電離與水解來分析溶液中的離子的濃度的關系，學生應明確電離平衡常數的應用及電荷守恒的應用來解答．