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．a mol·L^—1 HCN溶液与b mol·L^—1 NaOH溶液等体积混合后，所得溶液中c(Na^＋)＞c(CN^－)，则a一定小于b

C．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

D．NaHCO₃和Na₂CO₃混合溶液中，一定存在c(Na^＋)+ c(H^＋)=c(OH^－)+ c(HCO₃^－) +2c(CO₃^2－)

Answer

D

【解析】

试题分析：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．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B错误；；C．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n(H+)一直增大、pH先减小后增大，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正确；；故选D。

【考点定位】考查盐类水解、弱电解质的电离及溶液中离子浓度的关系

【名师点晴】明确溶液中的溶质及酸性强弱的比较、电荷守恒是解答本题的关键，A是学生解答的易错点，特点要注意冰醋酸中逐滴加水电离程度一直在增大，氢离子物质的量增大，但氢离子离子浓度先增大而后较大，pH也是先减小后增大，且无限接近中性溶液的pH。