Question

17．25℃時，向10mL 0.2mol•L^-1 NaCN溶液中加入0.2mol•L^-1鹽酸，溶液pH隨加入鹽酸的體積變化情況如圖所示．已知：Ka（HCN）=6.4×10^-10．下列敘述錯誤的是（　　）

• A． a點時，CN^-離子濃度大于其他點
• B． b點時，c（HCN）＞c（CN^-）
• C． c點時，c（Na⁺）=c（Cl^-）+c（CN^-）
• D． d點時，溶液的c（H⁺）≈8×10^-5mol•L^-1

Answer 1

分析 A．a點為NaCN溶液，且溶液呈堿性，說明為HCN為弱酸，加入HCl發(fā)生反應NaCN+HCl=NaCl+HCN，由于HCN為弱電解質，其它各點濃度都小于a；
B．b點為等濃度的NaCl、NaCN、HCN混合溶液，由圖可知溶液呈堿性，則CN^-的水解程度大于HCN的電離程度；
C．c點溶液為中性，則c（H⁺）=c（OH^-），結合電荷守恒c（H⁺）+c（Na⁺）=c（Cl^-）+c（CN^-）+c（OH^-）判斷；
D．d點為0.1mol/L的HCN、NaCl混合溶液，設出氫離子濃度，然后結合HCN的電離平衡常數(shù)進行計算．

解答 解：A．a點為NaCN溶液，且溶液呈堿性，說明為HCN為弱酸，其它各點隨著鹽酸的加入生成HCN，CN^-離子的濃度迅速減少，所以a點CN^-離子濃度大于其他點，故A正確；
B．b點加入5mL鹽酸，為等濃度的NaCl、NaCN、HCN混合溶液，由圖可知溶液呈堿性，則CN^-的水解程度大于HCN的電離程度，故b點時：c（HCN）＞c（CN^-），故B正確；
C．c點溶液的pH=7，呈中性，則c（H⁺）=c（OH^-），結合電荷守恒c（H⁺）+c（Na⁺）=c（Cl^-）+c（CN^-）+c（OH^-），可得c（Na⁺）=c（Cl^-）+c（CN^-），故C正確；
D．d點時加入10mLHCl鹽酸，反應后溶液中溶質為0.1mol/L的NaCl和0.1mol/L的HCN，設溶液中氫離子濃度為x，根據(jù)HCN?CN^-+H⁺可知溶液中c（CN^-）≈c（H⁺）=x，c（HCN）=0.1-x≈x，則K_a（HCN）=$\frac{x×x}{0.1}$=6.4×10^-10，解得x=8×10^-6mol•L^-1，故D錯誤；
故選D．

點評 本題考查了離子濃度大小比較、電離平衡常數(shù)、弱電解質的電離等，混合時判斷離子濃度大小，先判斷混合后溶液中溶質情況，再結合電離、水解與三大守恒進行判斷，試題培養(yǎng)了學生的分析能力及靈活應用能力．