Question

已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数： 弱酸化学式 CH3COOH HCN H2CO3 电离平衡常数（25℃） 1.8×10-5 4.9×10-10 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 则下列有关说法正确的是（　　）

A．pH相等的各溶液物质的量浓度关系为：c（NaCN）＞c（Na₂CO₃）＞c（CH₃COONa）

B．a mol?L^-1HCN溶液与b mol?L^-1NaOH溶液混合后，所得溶液中c（Na⁺）=c（CN^-），则a一定大于b

C．NaHCO₃和Na₂CO₃混合溶液中，一定存在：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（HCO₃^-）+2c（CO₃^2-）

D．冰醋酸中逐滴加水，则溶液的导电性、醋酸的电离度、pH均先增大后减小

Answer 1

分析：A．弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强，反之酸性越弱，酸性越弱，对应钠盐中酸根离子水解程度越大，溶液的PH越大；
B．氰化钠是强碱弱酸盐，要使其溶液呈中性，则酸的物质的量应该稍微大些；
C．根据电荷守恒判断；
D．冰醋酸属于弱电解质，加水促进电离．

解答：解：A．根据电离平衡常数可知酸性强弱顺序为：CH₃COOH＞HCN＞HCO₃^-，酸性越弱，对应钠盐中酸根离子水解程度越大，溶液的PH越大，物质的量浓度的各溶液pH关系为：pH（Na₂CO₃）＞pH（NaCN）＞pH（CH₃COONa），故A错误；
B．氰化钠是强碱弱酸盐，要使其溶液呈中性，则酸的物质的量应该稍微大些，但溶液的体积未知，无法判断其浓度大小，故B错误；
C．根据电荷守恒得c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（HCO₃^-）+2c（CO₃^2-），故C正确；
D．冰醋酸属于弱电解质，加水促进电离，冰醋酸中逐滴加水，溶液的导电性先增大后减小，pH先减小后增大，醋酸的电离程度逐渐增大，故D错误；
故选C．

点评：本题考查弱电解质的电离平衡，涉及离子浓度大小比较，做题中注意外界条件对电离平衡的影响，利用电荷守恒、物料守恒解答此类题目．