Question

16．已知 25℃時有關弱酸的電離平衡常數如下：

弱酸化學式	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． 1mol/L醋酸溶液加水稀釋后，所有離子濃度均減小
• B． Na₂CO₃溶液中，一定有2c（Na⁺）=c（H₂CO₃）+c（HCO₃^-）+c（CO₃^2-）
• C． 等物質的量濃度的各溶液pH關系為：pH（Na₂CO₃）＞pH（NaCN）＞pH（CH₃COONa）
• D． 1 mol•L^-1HCN溶液與1mol•L^-1NaOH溶液等體積混合后，測得所得溶液顯酸性

Answer 1

分析 A．加水稀釋促進醋酸電離，但醋酸電離增大程度小于溶液體積增大程度導致溶液中c（H⁺）減小，溫度不變，水的離子積常數不變，據此判斷溶液中c（OH^-）變化；
B．任何電解質溶液中都存在物料守恒，根據物料守恒判斷；
C．酸的電離平衡常數越大，酸的電離程度越大，則酸的酸性越強，根據表中數據知，酸的酸性強弱順序是CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，酸的電離程度越大其相對應的酸根離子水解程度越小，則相同濃度的鈉鹽溶液的pH越小；
D.1 mol•L^-1HCN溶液與1mol•L^-1NaOH溶液等體積混合后恰好反應生成NaCN，NaCN為強堿弱酸鹽，其溶液呈堿性．

解答 解：A．加水稀釋促進醋酸電離，但醋酸電離增大程度小于溶液體積增大程度導致溶液中c（H⁺）減小，溫度不變，水的離子積常數不變，則溶液中c（OH^-）增大，故A錯誤；
B．任何電解質溶液中都存在物料守恒，根據物料守恒得c（Na⁺）=2[c（H₂CO₃）+c（HCO₃^-）+c（CO₃^2-）]，故B錯誤；
C．酸的電離平衡常數越大，酸的電離程度越大，則酸的酸性越強，根據表中數據知，酸的酸性強弱順序是CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，酸的電離程度越大其相對應的酸根離子水解程度越小，則相同濃度的鈉鹽溶液的pH越小，酸根離子水解程度CO₃^2-＞CN^-＞CH₃COO^-，所以等物質的量濃度的各溶液pH關系為：pH（Na₂CO₃）＞pH（NaCN）＞pH（CH₃COONa），故C正確；
D.1 mol•L^-1HCN溶液與1mol•L^-1NaOH溶液等體積混合后恰好反應生成NaCN，NaCN為強堿弱酸鹽，氫氰根離子水解導致其溶液呈堿性，故D錯誤；
故選C．

點評 本題考查離子濃度大小比較，為高頻考點，明確弱酸電離平衡常數與酸根離子水解程度關系是解本題關鍵，易錯選項是C，注意CO₃^2-對應的酸是HCO₃^-而不是H₂CO₃，為易錯點．