Question

2．已知25℃時幾種弱酸的電離常數(shù)如表，下列說法正確的是（　�。�

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

• A． 等物質(zhì)的量濃度的各溶液，pH關(guān)系為：pH（CH₃COONa）＞pH（Na₂S）＞pH（NaCN）
• B． a mol/L HCN溶液與b mol/LNaOH溶液等體積混合，所得溶液中c（ Na⁺）＞c（CN^-），則a 一定小于或等于b
• C． NaHS和Na₂S的混合溶液中，一定存在c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（HS^-）+2c（S^2-）
• D． 將少量的H₂S通入NaCN溶液中，反應為：H₂S+2CN^-=2HCN+S^2-

Answer 1

分析 A．電離平衡常數(shù)越大，酸性越強，電離程度越大，溶液的pH越高；
B．等濃度時生成NaCN，CN^-離子水解，則c（Na⁺）＞c（CN^-）時a可稍大于b；
C．根據(jù)混合液中的電荷守恒判斷；
D．HCN的酸性大于HS^-，硫化氫少量時生成HS^-．

解答 解：A．由表格中的數(shù)據(jù)可知，醋酸電離平衡常數(shù)最大，酸性最強，則酸性越強，鹽的水解越弱，所以等物質(zhì)的量濃度溶液的pH關(guān)系為pH（Na₂S）＞pH（NaCN）＞pH（CH₃COONa），故A錯誤；
B．等物質(zhì)的量時生成NaCN，CN^-離子水解，則c（Na⁺）＞c（CN^-），所以a mol•L^-1HCN溶液與b mol•L^-1NaOH溶液等體積混合后，所得溶液中c（Na⁺）＞c（CN^-），a有可能略大于b，故B錯誤；
C．根據(jù)NaHS和Na₂S的混合溶液中的電荷守恒可知：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（HS^-）+2c（S^2-），故C正確；
D．將少量的H₂S通入NaCN溶液中，由于酸性：HCN＞HS^-，則H₂S少量時生成的是HS^-，正確的離子方程式為：H₂S+CN^-=HCN+HS^-，故D錯誤；
故選C．

點評 本題離子濃度大小比較、弱電解質(zhì)的電離平衡的應用，題目難度中等，試題綜合性較強，根據(jù)表格中數(shù)據(jù)正確判斷各酸的酸性強弱為解答關(guān)鍵，注意掌握電荷守恒、物料守恒及鹽的水解原理原理的含義及應用方法，試題培養(yǎng)了學生的靈活應用能力．