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×l0-5 4.9×l0-10 K1=4.3×l0-7 K2=5.6×l0-11 则下列有关说法正确的是（　　）

A．等物质的量浓度的各溶液pH关系为：pH（Na₂CO₃）＞pH（NaCN）＞pH（CH₃COONa）

B．amol?L^-1HCN溶液与amol?L^-1NaOH溶液等体积混合后，测得所得溶液显碱性
（pH＞7），则c（OH^-）＞c（H⁺），c（Na⁺）＞c（CN^-）

C．冰醋酸中逐滴加入蒸馏水，溶液pH先增大后减小

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、根据酸的电离平衡常数来分析酸的强弱，再利用盐的水解规律可知越弱越水解来分析；
B、根据等体积等浓度来分析反应后溶质为NaCN，利用弱酸根离子的水解来分析；
C、根据醋酸的电离随加水的量，电离程度增大，但氢离子的浓度是先增大后减小，则pH先减小后增大；
D、根据电荷守恒来分析混合溶液中的离子的浓度的关系．

解答：解：A、由表格中的电离平衡常数可知，5.6×l0^-11＜4.9×l0^-10＜1.8×l0^-5，等物质的量浓度的Na₂CO₃、NaCN、CH₃COONa中碳酸根离子的水解程度最大，生成的氢氧根离子的浓度最大，其次为NaCN，最小的为CH₃COONa，即pH（Na₂CO₃）＞pH（NaCN）＞pH（CH₃COONa），故A正确；
B、amol?L^-1HCN溶液与amol?L^-1NaOH溶液等体积混合后恰好完全反应，溶液中的溶质为NaCN，由弱酸根离子的水解可知，溶液显碱性，则c（OH^-）＞c（H⁺），根据电荷守恒c（CN^-）+c（OH^-）=c（H⁺）+c（Na⁺），则c（Na⁺）＞c（CN^-），故B正确；
C、因冰醋酸随加水的量，电离程度增大，但氢离子的浓度是先增大后减小，则pH先减小后增大，故C错误；
D、NaHCO₃和Na₂CO₃混合液中共有五种离子，由电荷守恒可知关系为c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（HCO₃^-）+2c（CO₃^2-），故D错误；
故选AB．

点评：本题考查弱电解质的强弱与水解的关系，并利用电离与水解来分析溶液中的离子的浓度的关系，学生应明确电离平衡常数的应用及电荷守恒的应用来解答．