Question

已知25℃時有關弱酸的電離平衡常數：則下列有關說法正確的是（　　） 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

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

B．0.1mol?L^-1NaCN溶液的pH＞7，則c（OH^-）＞c（H⁺），c（Na⁺）＜c（CN^-）

C．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

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、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、結合溶液中電荷守恒分析，如c（Na⁺）＞c（CN^-），根據溶液電中性可知c（H⁺）＜c（OH^-）；
C、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．
D、利用電荷守恒來分析；

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正確；
B、溶液中的電荷守恒：C（H⁺）+c（Na⁺）=c（CN^-）+C（OH^-），0.1mol?L^-1NaCN溶液的pH＞7，可知c（H⁺）＜c（OH^-），溶液呈堿性，則c（Na⁺）＞c（CN^-）故B錯誤；
C、等冰醋酸中逐滴加水，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C錯誤；
D、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D錯誤；
故選A．

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．