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℃）	1.8×10^-5	4.9×10^-10	K1=4.3×10^-7 K2=5.6×10^-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（NaCN）＞pH（Na₂CO₃）＞pH（CH₃COONa）
B．NaHCO₃和Na₂CO₃混合溶液中，一定存在c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（HCO₃^-）+2c（CO₃^2-）
C．amol•L^-1HCN溶液与bmol•L^-1NaOH溶液等体积混合后，所得溶液中c（Na⁺）＞c（CN^-），则a一定大于b
D．冰醋酸中逐滴加水，则溶液的导电性、醋酸的电离度、pH均先增大后减小

Answer

A、利用酸的电离常数比较酸性的强弱，再利用盐中酸根离子对应的酸越弱，其水解程度越大来分析；
B、利用电荷守恒来分析；
C、等体积混合，若a=b恰好完全反应，因CN-的水解溶液中c（Na+）＞c（CN-）；
D、冰醋酸中逐滴加水电离程度一直在增大，pH也是增大且无限接近中性溶液的pH．
【解析】
A、由电离常数Ka的关系可知，1.8×10-5＞4.9×10-10＞5.6×10-11，则酸性CH3COOH＞HCN＞HCO3-，显然等浓度时Na2CO3的水解程度最大，其溶液的pH最大，则等物质的量浓度的各溶液pH关系为pH（Na2CO3）＞pH（NaCN）＞pH（CH3COONa），故A错误；
B、因溶液不显电性，则所有阳离子带的电荷总数等于阴离子带的负电荷总数，即c（Na+）+c（H+）=c（OH-）+c（HCO3-）+2c（CO32-），故B正确；
C、等体积混合，若a=b恰好完全反应，因CN-的水解溶液中存在c（Na+）＞c（CN-），a＜b时溶液中存在c（Na+）＞c（CN-），即所得溶液中c（Na+）＞c（CN-）时a≤b，故C错误；
D、冰醋酸中逐滴加水，电离产生的离子浓度增大，导电性增大，但随水的量增大，浓度变小，导电性减小，而在加水的过程中电离程度、pH一直在增大，故D错误；
故选B．