Question

部分弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：

弱酸	HCOOH	HCN	H2CO3
電離平衡常數(shù) （25℃）	Ki=1.77×10-4	Ki=4.9×10-10	Ki1=4.3×10-7 Ki2=5.6×10-11

下列選項錯誤的是

A．HCN+CO32- = CN-+ HCO3-

B．2HCOOH+CO3­2- = 2HCOO-+H2O+CO2↑

C．中和等體積、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者

D．等體積、等濃度的HCOONa和NaCN溶液中所含離子總數(shù)前者小于后者

 

Answer 1

D

【解析】

試題分析：A.由于HCN的電離平衡常數(shù)K=4.9×10-10大于H2CO3的二級電離平衡常數(shù)Ki2=5.6×10-11而小于一級電離平衡常數(shù)Ki1=4.3×10-7，所以酸性：H2CO3> HCN > HCO3-；因此向Na2CO3的溶液中加入HCN，會發(fā)生反應(yīng)：HCN+CO32- = CN-+ HCO3-，正確；B.由于HCOOH的電離平衡常數(shù)Ki=1.77×10-4>H2CO3的一級電離平衡常數(shù)Ki1=4.3×10-7；所以會發(fā)生反應(yīng)：2HCOOH+CO3­2- = 2HCOO-+H2O+CO2↑；正確；C．由于甲酸、HCN都是弱酸，因為電離平衡常數(shù)HCOOH>HCN，所以當(dāng)二者的體積相等、pH相等時，物質(zhì)的量n(HCN)>n(HCOOH)，中和等體積、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者，正確；D．在等體積、等濃度的HCOONa和NaCN溶液中，陰離子都發(fā)生水解反應(yīng)而消耗，由于酸性HCOOH>HCN，所以溶液中c(HCOO-)>c(CN-);水解使溶液顯堿性，水解程度越大，溶液的堿性就越強(qiáng)，因此溶液中的c(H+)前者大于后者，所含離子總數(shù)前者大于后者，錯誤。

考點：考查弱酸的電離平衡常數(shù)的應(yīng)用及溶液中離子濃度的大小比較的知識。