Question

2．25℃時，幾種弱酸的電離常數(shù)如下：

弱酸的化學式	CH3COOH	HCN	H2S
電離常數(shù)（25℃）	1.8×10-5	4.9×10-10	K1=1.3×10-7 K2=7.1×10-15

25℃時，下列說法正確的是（　　）

• A． 等物質的量濃度的各溶液PH關系為：PH（Na₂S）＞PH（NaCN）＞PH（CH₃COONa）
• B． a mol/LHCN溶液與b mol/LNaOH溶液等體積混合，所得溶液中c（Na⁺）＞c（CN^-），則a一定大于b
• C． NaHS和Na₂S的混合溶液中，一定存在c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（HS^-）+c（S^2-）
• D． 某濃度的NaCN溶液的pH=d，則其中由水電離出的c（H⁺）=10^-dmol/L

Answer 1

分析 A．弱酸的電離常數(shù)越小，其酸性越弱，對應鹽的水解能力越強，溶液的pH越大；
B．NaCN在溶液中發(fā)生水解，溶液顯堿性；
C．根據溶液中的電荷守恒分析；
D．NaCN溶液中氫離子由水電離．

解答 解：A、根據電離平衡常數(shù)可知酸性強弱順序為：CH₃COOH＞HCN＞HS^-，酸性越弱，對應鈉鹽中酸根離子水解程度越大，溶液的PH越大，物質的量濃度的各溶液pH關系為：pH（Na₂S）＞pH（NaCN）＞pH（CH₃COONa），故A正確；
B、a mol/LHCN溶液與b mol/LNaOH溶液等體積混合，若恰好反應生成NaCN，NaCN在溶液中發(fā)生水解，溶液顯堿性，則c（Na⁺）＞c（CN^-），此時a=b，所以a不一定大于b，故B錯誤；
C、NaHS和Na₂S的混合溶液中，存在的陽離子有Na⁺、H⁺，陰離子有OH^-、HS^-、S^2-，根據溶液電中性，存在C（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（HS^-）+2c（S^2-），故C錯誤；
D、某濃度的NaCN溶液的pH=d，該溶液中氫離子全部由水電離，則由水電離出的c（H⁺）=10^-dmol/L，故D正確；
故選AD．

點評 本題考查弱電解質的電離平衡，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、質量守恒解答此類題目，側重于考查學生的分析能力和計算能力．