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×l0^–5	4.9×l0^–10	K1=4.3×l0^–7    K2=5.6×l0^–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．将a mol·L^—1 HCN溶液与a mol·L^—1 NaOH溶液等体积混合，混合液中：c(OH^–)＞c(H⁺)，c(Na⁺)＞c(CN^–)

C．冰醋酸中逐滴加水，溶液的导电性、醋酸的电离程度、pH均先增大后减小

D．NaHCO₃和Na₂CO₃混合液中，一定有c(Na⁺)+ c(H⁺)=c(OH^–)+ c(HCO₃^–) +c(CO₃^2–)[

Answer

B

【解析】

试题分析：A、根据表中酸的电离平衡常数，可以知道酸性顺序是：醋酸＞氢氰酸＞碳酸氢根，盐的水解规律：越弱越水解，所以水解能力：碳酸钠＞氰化钠＞醋酸钠，即pH(Na2CO3)＞pH(NaCN)＞pH(CH3COONa)，故A错误；B、amol•L-1HCN溶液与amol•L-1NaOH溶液等体积混合，则生成的是NaCN溶液，水解显碱性，c(Na+)＞c(CN-)也成立，故B正确；C、冰醋酸原来没有水，然后加水溶于水电离，到达冰醋酸全部电离后，导电性最大，pH最小，继续加水，虽然总的电离的分子多了，但是氢离子和醋酸根离子浓度下降很快，导电性下降，pH增加，趋向7，无限稀释后，导电性极弱，pH≈7，所以冰醋酸中逐滴加水，溶液导电性先增强后减弱，根据越稀越电离的规律，则电离度逐渐增大，开始阶段是电离阶段，氢离子浓度逐渐增大，pH减小，达到电离平衡以后，再稀释，氢离子浓度减小，pH增大，即pH均先减小后增大，故C错误；D、NaHCO3和Na2CO3混合溶液中，溶液存在电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-)，故D错误；故选B。

考点：考查了弱电解质在水溶液中的电离平衡的相关知识。