Question

14．常溫下測得濃度為0.1mol•L^-1的下列三種溶液的pH：下列法正確的是（　�。�

溶質	NaHCO3	Na2CO3	NaCN
pH	9.7	11.6	11.1

• A． 陽離子的物質的量濃度之和：Na₂CO₃＞NaCN＞NaHCO₃
• B． 相同條件下的酸性：H₂CO₃＜HCN
• C． 三種溶液中均存在電離平衡和水解平衡
• D． 向0.2 mol•L^-1NaHCO₃溶液中加入等體積0.1 ol•L^-1 NaOH溶液：c（CO₃^2-）＞c（HCO₃^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）

Answer 1

分析 濃度均為0.1mol•L^-1的NaHCO₃、Na₂CO₃、NaCN三種鹽溶液，PH都不等于7，說明它們發(fā)生了水解，鹽類水解的規(guī)律是：無弱不水解，有弱才水解，越弱越水解，誰強顯誰性．
A．NaHCO₃、Na₂CO₃、NaCN三種鹽，都是強電解質，都完全電離；
B．濃度均為0.1mol•L^-1的NaHCO₃、Na₂CO₃、NaCN三種鹽溶液PH：pH（Na₂CO₃）＞pH（NaCN）＞pH（NaHCO₃），說明Na₂CO₃水解程度最大，NaCN次之，NaHCO₃水解程度最小；
C． 弱電解質（水也是弱電解質）溶于水時，其分子可以微弱電離出離子；同時，溶液中的相應離子也可以結合成分子．當兩者的反應速率相等時，溶液便達到了電離平衡；
D．向0.2 mol•L^-1NaHCO₃溶液中加入等體積0.1 mol•L^-1 NaOH溶液得到等濃度的碳酸氫鈉和碳酸鈉混合溶液，碳酸根離子水解程度大于碳酸氫根離子，溶液顯堿性；

解答 解：A．NaHCO₃、Na₂CO₃、NaCN三種鹽，都是強電解質，它們的電離方程式分別為：NaHCO₃=Na⁺+HCO₃^-，HCO₃^-?H⁺+CO₃^2- （非常微弱），Na₂CO₃=2Na⁺+CO₃^2-，NaCN═Na⁺+CN^-，從它們的電離方程式可以看出，當濃度相同時，Na₂CO₃ 電離出的陽離子Na⁺濃度大，考慮水解產生的陽離子；陰離子水解產生陰離子，所以，從上述方程式可看出，陽離子的物質的量濃度之和：Na₂CO₃＞NaHCO₃＞NaCN，故A錯誤； 
B．NaHCO₃的水解離子方程式為：HCO₃^-+H₂O?H₂CO₃+OH^-，Na₂CO₃的水解離子方程式分兩步，第一步為：CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-（以第一步為主），第二步為：HCO₃^-+H₂O?H₂CO₃+OH^-，NaCN的水解離子方程式為：CN^-+H₂O?HCN+OH^-，鹽類水解的規(guī)律是，越弱越水解，即酸越弱，其鹽中的酸根離子水解程度越大．濃度均為0.1mol•L^-1的NaHCO₃、Na₂CO₃、NaCN三種鹽溶液PH：pH（Na₂CO₃）＞pH（NaCN）＞pH（NaHCO₃），說明酸性：H₂CO₃＞HCN．故B錯誤；
C．濃度均為0.1mol•L^-1的NaHCO₃、Na₂CO₃、NaCN三種鹽溶液，PH都不等于7，說明存在水解平衡．
它們的鹽溶液，都有水，水也是弱電解質，說明存在電離平衡．故C正確；
D．向0.2 mol•L^-1NaHCO₃溶液中加入等體積0.1 mol•L^-1 NaOH溶液得到等濃度的碳酸氫鈉和碳酸鈉混合溶液，碳酸根離子水解程度大于碳酸氫根離子，溶液顯堿性，離子濃度大小為：c（HCO₃^-）＞c（CO₃^2-）＞c（OH^-）＞c（H⁺），故D錯誤；
故選C．

點評 本題主要考查了鹽類水解的規(guī)律，解題時需掌握鹽類水解的原理，以及水解的鹽溶液中，各種離子濃度的大小的定性分析的方法，題目難度中等．