Question

2．已知25℃时几种弱酸的电离常数如表，下列说法正确的是（　　）

弱酸的化学式	CH3COOH	HCN	H2S
电离常数	1.8×10-5	4.9×10-10	K1=1.3×10-7 K2=7.1×10-15

• A． 等物质的量浓度的各溶液，pH关系为：pH（CH₃COONa）＞pH（Na₂S）＞pH（NaCN）
• B． a mol/L HCN溶液与b mol/LNaOH溶液等体积混合，所得溶液中c（ Na⁺）＞c（CN^-），则a 一定小于或等于b
• C． NaHS和Na₂S的混合溶液中，一定存在c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（HS^-）+2c（S^2-）
• D． 将少量的H₂S通入NaCN溶液中，反应为：H₂S+2CN^-=2HCN+S^2-

Answer 1

分析 A．电离平衡常数越大，酸性越强，电离程度越大，溶液的pH越高；
B．等浓度时生成NaCN，CN^-离子水解，则c（Na⁺）＞c（CN^-）时a可稍大于b；
C．根据混合液中的电荷守恒判断；
D．HCN的酸性大于HS^-，硫化氢少量时生成HS^-．

解答 解：A．由表格中的数据可知，醋酸电离平衡常数最大，酸性最强，则酸性越强，盐的水解越弱，所以等物质的量浓度溶液的pH关系为pH（Na₂S）＞pH（NaCN）＞pH（CH₃COONa），故A错误；
B．等物质的量时生成NaCN，CN^-离子水解，则c（Na⁺）＞c（CN^-），所以a mol•L^-1HCN溶液与b mol•L^-1NaOH溶液等体积混合后，所得溶液中c（Na⁺）＞c（CN^-），a有可能略大于b，故B错误；
C．根据NaHS和Na₂S的混合溶液中的电荷守恒可知：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（HS^-）+2c（S^2-），故C正确；
D．将少量的H₂S通入NaCN溶液中，由于酸性：HCN＞HS^-，则H₂S少量时生成的是HS^-，正确的离子方程式为：H₂S+CN^-=HCN+HS^-，故D错误；
故选C．

点评 本题离子浓度大小比较、弱电解质的电离平衡的应用，题目难度中等，试题综合性较强，根据表格中数据正确判断各酸的酸性强弱为解答关键，注意掌握电荷守恒、物料守恒及盐的水解原理原理的含义及应用方法，试题培养了学生的灵活应用能力．