Question

（2011?安徽模擬）已知在常溫下測得濃度均為0.1mol?L-1的下列三種溶液的pH： 溶質(zhì) NaHCO3 Na2CO3 NaCN pH 8.4 11.6 11.1 下列說法中正確的是（　　）

• A．陽離子的物質(zhì)的量濃度之和：Na₂CO₃＞NaCN＞NaHCO₃
• B．相同條件下的酸性：H₂CO₃＜HCN
• C．三種溶液中均存在電離平衡和水解平衡
• D．升高Na₂CO₃溶液的溫度，

  c(HC O - 3 )

  c(C O 2- 3 )

   減小

Answer 1

分析：濃度均為0.1mol?L^-1的NaHCO₃、Na₂CO₃、NaCN三種鹽溶液，PH都不等于7，說明它們發(fā)生了水解，鹽類水解的規(guī)律是：無弱不水解，有弱才水解，越弱越水解，誰強顯誰性．
A．NaHCO₃、Na₂CO₃、NaCN三種鹽，都是強電解質(zhì)，都完全電離；
B．濃度均為0.1mol?L^-1的NaHCO₃、Na₂CO₃、NaCN三種鹽溶液PH：pH（Na₂CO₃）＞pH（NaCN）＞pH（NaHCO₃），說明Na₂CO₃水解程度最大，NaCN次之，NaHCO₃水解程度最小；
C． 弱電解質(zhì)（水也是弱電解質(zhì)）溶于水時，其分子可以微弱電離出離子；同時，溶液中的相應離子也可以結(jié)合成分子．當兩者的反應速率相等時，溶液便達到了電離平衡；
D．升高溫度，Na₂CO₃溶液中的CO₃^2- 水解程度增大；

解答：解：
A．NaHCO₃、Na₂CO₃、NaCN三種鹽，都是強電解質(zhì)，它們的電離方程式分別為：
NaHCO₃=Na⁺+HCO₃^-，HCO₃^-?H⁺+CO₃^2- （非常微弱），Na₂CO₃=2Na⁺+CO₃^2-，NaCN═Na⁺+CN^-，從它們的電離方程式可以看出，當濃度相同時，Na₂CO₃ 電離出的陽離子Na⁺濃度大，考慮水解產(chǎn)生的陽離子；陰離子水解產(chǎn)生陰離子，所以，從上述方程式可看出，陽離子的物質(zhì)的量濃度之和：Na₂CO₃＞NaHCO₃＞NaCN．故A錯誤； 
B．NaHCO₃的水解離子方程式為：HCO₃^-+H₂O?H₂CO₃+OH^-，Na₂CO₃的水解離子方程式分兩步，第一步為：CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-（以第一步為主），第二步為：HCO₃^-+H₂O?H₂CO₃+OH^-，NaCN的水解離子方程式為：CN^-+H₂O?HCN+OH^-，鹽類水解的規(guī)律是，越弱越水解，即酸越弱，其鹽中的酸根離子水解程度越大．濃度均為0.1mol?L^-1的NaHCO₃、Na₂CO₃、NaCN三種鹽溶液PH：pH（Na₂CO₃）＞pH（NaCN）＞pH（NaHCO₃），說明酸性：H₂CO₃＞HCN．故B錯誤；
C．濃度均為0.1mol?L^-1的NaHCO₃、Na₂CO₃、NaCN三種鹽溶液，PH都不等于7，說明存在水解平衡．
它們的鹽溶液，都有水，水也是弱電解質(zhì)，說明存在電離平衡．故C正確；
D．影響水解平衡進行程度最主要因素是鹽本身的性質(zhì)，外界條件對平衡移動也有影響，水解反應為吸熱反應，升高溫度，促進鹽溶液中CO₃^2- 水解，Na₂CO₃的水解離子方程式分兩步，第一步為：CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-（以第一步為主），第二步為：HCO₃^-+H₂O?H₂CO₃+OH^-，從水解的離子方程式可看出

C(HCO3-)

C(CO32-)

增大．故D錯誤；
故選C．

點評：該題主要考查了鹽類水解的規(guī)律，解題時需掌握鹽類水解的原理，以及水解的鹽溶液中，各種離子濃度的大小的定性分析的方法．