Question

25℃，弱酸的電離平衡常數(shù)Ka如表所示，下列說法正確的是（　�。�

弱酸	CH3COOH	HCN	H2CO3
Ka	1.8×10-5	4.9×10-10	K1：4.3×10-7  K2：5.6×10-11

• A、pH相同的三種溶液物質(zhì)的量濃度關(guān)系：c（Na₂CO₃）＞c（NaCN）＞c（CH₃COONa）
• B、a L 0.1mol?L^-1CH₃COOH與b L 0.1mol?L^-1NaOH溶液混合后所得溶液中pH＞7，則a一定小于或等于b
• C、物質(zhì)的量濃度和體積均相同的CH₃COONa和NaOH兩種溶液，已知前者溶液中離子數(shù)目為n₁，后者溶液中離子數(shù)目為n₂，則n₁＞n₂
• D、物質(zhì)的量濃度相同NaHCO₃和Na₂CO₃的混合溶液中：2c（H⁺）-2c（OH^-）=c（CO₃^2-）-c（HCO₃^-）-c（H₂CO₃）

Answer 1

考點：離子濃度大小的比較

專題：

分析：A、弱酸的電離平衡常數(shù)越大，酸性越強，反之電離平衡常數(shù)越小，酸性越弱，對應(yīng)鈉鹽中酸根離子水解程度越大，溶液的PH越大，則PH相同時對應(yīng)的鹽的濃度越��；
B、a L 0.1mol?L^-1CH₃COOH與b L 0.1mol?L^-1NaOH溶液混合后所得溶液中pH＞7，溶液呈堿性，根據(jù)電荷守恒c（H⁺）+c（Na⁺）=c（OH^-）+c（CH₃COO^-），則c（Na⁺）＞c（CH₃COO^-），a＜b或a═b，a稍微大于b也符合；
C、根據(jù)電荷守恒CH₃COONa溶液中c（H⁺）+c（Na⁺）=c（OH^-）+c（CH₃COO^-），離子數(shù)目為陽離子的2倍；而NaOH溶液中電荷守恒可知c（H⁺）+c（Na⁺）=c（OH^-），離子數(shù)目為陽離子的2倍，而CH₃COONa對水的電離起促進作用，氫氧化鈉起抑制作用，所以CH₃COONa溶液中氫離子濃度大于NaOH溶液中氫離子的濃度；
D、根據(jù)電荷守恒和物料守恒分析解答．

解答： 解：A、根據(jù)電離平衡常數(shù)可知酸性強弱順序為：CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，酸性越弱，對應(yīng)鈉鹽中酸根離子水解程度越大，溶液的PH越大，物質(zhì)的量濃度相同的各溶液pH關(guān)系為：pH（CH₃COONa）＜pH（NaCN）＜pH（Na₂CO₃），所以pH相同的三種溶液物質(zhì)的量濃度關(guān)系是CH₃COONa＞NaCN＞Na₂CO₃，故A錯誤；
B、a L 0.1mol?L^-1CH₃COOH與b L 0.1mol?L^-1NaOH溶液混合后所得溶液中pH＞7，溶液呈堿性，根據(jù)電荷守恒c（H⁺）+c（Na⁺）=c（OH^-）+c（CH₃COO^-），則c（Na⁺）＞c（CH₃COO^-），a＜b或a═b都符合，如果醋酸稍微大于NaOH也可以的，故B錯誤；
C、根據(jù)電荷守恒CH₃COONa溶液中c（H⁺）+c（Na⁺）=c（OH^-）+c（CH₃COO^-），離子數(shù)目為陽離子的2倍；而NaOH溶液中電荷守恒可知c（H⁺）+c（Na⁺）=c（OH^-），離子數(shù)目為陽離子的2倍，而CH₃COONa對水的電離起促進作用，氫氧化鈉起抑制作用，醋酸鈉和NaOH中鈉離子濃度相等，醋酸鈉中氫離子濃度大于NaOH中，所以CH₃COONa溶液中氫離子濃度大于NaOH溶液中氫離子的濃度，所以n₁＞n₂，故C正確；
D、溶液中存在的陽離子有Na⁺、H⁺，陰離子有OH^-、HCO₃^-、CO₃^2-，根據(jù)溶液呈電中性，存在C（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（HCO₃^-）+2c（CO₃^2-）…①，由物料守恒可知：2C（Na⁺）=3c（HCO₃^-）+3c（CO₃^2-）+3c（H₂CO₃）…②，由2×①-②得：2c（H⁺）=2c（OH^-）-c（HCO₃^-）+c（CO₃^2-）-3c（H₂CO₃），所以2c（H⁺）-2c（OH^-）=c（CO₃^2-）-c（HCO₃^-）-3c（H₂CO₃），故D錯誤；
故選：C．

點評：本題考查弱電解質(zhì)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、質(zhì)量守恒解答此類題目．