Question

4．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（NaCN）＞pH（Na₂CO₃）＞pH（CH₃COONa）
• B． 冰醋酸中逐滴加水，溶液的導電性、醋酸的電離程度、pH均先增大后減小
• C． 將a mol•L^-1 HCN溶液與a mol•L^-1 NaOH溶液等體積混合，混合液中：c（OH^-）＞c（H⁺），c（Na⁺）＞c（CN^-）
• 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、鹽的水解規律：越弱越水解；
B、溶液的導電性和離子濃度大小有關，電離度和溶液的濃度有關，pH大小值取決于溶液的氫離子濃度大小；
C、根據溶液混合所發生的反應后溶液的組成和電荷守恒來判斷離子濃度的大小；
D、根據溶液中的電荷守恒來分析，陰陽離子所帶電荷總數相同．

解答 解：A、根據表中酸的電離平衡常數，可以知道酸性順序是：醋酸＞氫氰酸＞碳酸氫根，鹽的水解規律：越弱越水解，所以水解能力：碳酸鈉＞氰化鈉＞醋酸鈉，即pH（Na₂CO₃）＞pH（NaCN）＞pH（CH₃COONa），故A錯誤；
B、冰醋酸原來沒有水，然后加水溶于水電離，到達冰醋酸全部電離后，導電性最大，PH最小，繼續加水，雖然總的電離的分子多了，但是氫離子和醋酸根離子濃度下降很快，導電性下降，PH增加，趨向7，無限稀釋后，導電性極弱，PH≈7，所以冰醋酸中逐滴加水，溶液導電性先增強后減弱，根據越稀越電離的規律，則電離度逐漸增大，開始階段是電離階段，氫離子濃度逐漸增大，pH減小，達到電離平衡以后，再稀釋，氫離子濃度減小，pH增大，即pH均先減小后增大，故B錯誤；
C、amol•L^-1HCN溶液與bmol•L^-1NaOH溶液等體積混合，則生成的是NaCN溶液，溶液中存在電荷守恒，c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CN^-）+c（OH^-），c（OH^-）＞c（H⁺），c（Na⁺）＞c（CN^-），故C正確；
D、NaHCO₃和Na₂CO₃混合溶液中，溶液存在電荷守恒：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（HCO₃^-）+2c（CO₃^2-），故D錯誤．
故選C．

點評 本題重點考查學生弱電解質的電離平衡知識，可以根據所學內容來回答，題目難度不大．