Question

17．25℃时，向10mL 0.2mol•L^-1 NaCN溶液中加入0.2mol•L^-1盐酸，溶液pH随加入盐酸的体积变化情况如图所示．已知：Ka（HCN）=6.4×10^-10．下列叙述错误的是（　　）

• A． a点时，CN^-离子浓度大于其他点
• B． b点时，c（HCN）＞c（CN^-）
• C． c点时，c（Na⁺）=c（Cl^-）+c（CN^-）
• D． d点时，溶液的c（H⁺）≈8×10^-5mol•L^-1

Answer 1

分析 A．a点为NaCN溶液，且溶液呈碱性，说明为HCN为弱酸，加入HCl发生反应NaCN+HCl=NaCl+HCN，由于HCN为弱电解质，其它各点浓度都小于a；
B．b点为等浓度的NaCl、NaCN、HCN混合溶液，由图可知溶液呈碱性，则CN^-的水解程度大于HCN的电离程度；
C．c点溶液为中性，则c（H⁺）=c（OH^-），结合电荷守恒c（H⁺）+c（Na⁺）=c（Cl^-）+c（CN^-）+c（OH^-）判断；
D．d点为0.1mol/L的HCN、NaCl混合溶液，设出氢离子浓度，然后结合HCN的电离平衡常数进行计算．

解答 解：A．a点为NaCN溶液，且溶液呈碱性，说明为HCN为弱酸，其它各点随着盐酸的加入生成HCN，CN^-离子的浓度迅速减少，所以a点CN^-离子浓度大于其他点，故A正确；
B．b点加入5mL盐酸，为等浓度的NaCl、NaCN、HCN混合溶液，由图可知溶液呈碱性，则CN^-的水解程度大于HCN的电离程度，故b点时：c（HCN）＞c（CN^-），故B正确；
C．c点溶液的pH=7，呈中性，则c（H⁺）=c（OH^-），结合电荷守恒c（H⁺）+c（Na⁺）=c（Cl^-）+c（CN^-）+c（OH^-），可得c（Na⁺）=c（Cl^-）+c（CN^-），故C正确；
D．d点时加入10mLHCl盐酸，反应后溶液中溶质为0.1mol/L的NaCl和0.1mol/L的HCN，设溶液中氢离子浓度为x，根据HCN?CN^-+H⁺可知溶液中c（CN^-）≈c（H⁺）=x，c（HCN）=0.1-x≈x，则K_a（HCN）=$\frac{x×x}{0.1}$=6.4×10^-10，解得x=8×10^-6mol•L^-1，故D错误；
故选D．

点评 本题考查了离子浓度大小比较、电离平衡常数、弱电解质的电离等，混合时判断离子浓度大小，先判断混合后溶液中溶质情况，再结合电离、水解与三大守恒进行判断，试题培养了学生的分析能力及灵活应用能力．