Question

已知25℃時有關弱酸的電離平衡常數： 弱酸化學式 CH3COOH HCN H2CO3 電離平衡常數（25℃） 1.8×10-5 4.9×10-10 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 則下列有關說法正確的是（　�。�

A．pH相等的各溶液物質的量濃度關系為：c（NaCN）＞c（Na₂CO₃）＞c（CH₃COONa）

B．a mol?L^-1HCN溶液與b mol?L^-1NaOH溶液混合后，所得溶液中c（Na⁺）=c（CN^-），則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，則溶液的導電性、醋酸的電離度、pH均先增大后減小

Answer 1

分析：A．弱酸的電離平衡常數越大，酸性越強，反之酸性越弱，酸性越弱，對應鈉鹽中酸根離子水解程度越大，溶液的PH越大；
B．氰化鈉是強堿弱酸鹽，要使其溶液呈中性，則酸的物質的量應該稍微大些；
C．根據電荷守恒判斷；
D．冰醋酸屬于弱電解質，加水促進電離．

解答：解：A．根據電離平衡常數可知酸性強弱順序為：CH₃COOH＞HCN＞HCO₃^-，酸性越弱，對應鈉鹽中酸根離子水解程度越大，溶液的PH越大，物質的量濃度的各溶液pH關系為：pH（Na₂CO₃）＞pH（NaCN）＞pH（CH₃COONa），故A錯誤；
B．氰化鈉是強堿弱酸鹽，要使其溶液呈中性，則酸的物質的量應該稍微大些，但溶液的體積未知，無法判斷其濃度大小，故B錯誤；
C．根據電荷守恒得c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（HCO₃^-）+2c（CO₃^2-），故C正確；
D．冰醋酸屬于弱電解質，加水促進電離，冰醋酸中逐滴加水，溶液的導電性先增大后減小，pH先減小后增大，醋酸的電離程度逐漸增大，故D錯誤；
故選C．

點評：本題考查弱電解質的電離平衡，涉及離子濃度大小比較，做題中注意外界條件對電離平衡的影響，利用電荷守恒、物料守恒解答此類題目．