Question

已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数：则下列有关说法正确的是（ ）

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

A．等物质的量浓度的各溶液pH关系为：pH（Na₂CO₃）＞pH（NaCN）＞pH（CH₃COONa）
B．0.1mol•L^-1NaCN溶液的pH＞7，则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

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、结合溶液中电荷守恒分析，如c（Na+）＞c（CN-），根据溶液电中性可知c（H+）＜c（OH-）；
C、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．
D、利用电荷守恒来分析；
【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正确；
B、溶液中的电荷守恒：C（H+）+c（Na+）=c（CN-）+C（OH-），0.1mol•L-1NaCN溶液的pH＞7，可知c（H+）＜c（OH-），溶液呈碱性，则c（Na+）＞c（CN-）故B错误；
C、等冰醋酸中逐滴加水，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C错误；
D、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D错误；
故选A．