Question

部分弱酸的電離平衡常數如下表，下列選項錯誤的是（　　）

弱酸	CH3COOH	HCN	H2CO3
電離平衡常數 （25℃）	Ka=1.8×10-5	Ka=4.9×10-10	Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11

• A、CN^-+H₂O+CO₂=HCN+HCO₃^-
• B、2CH₃COOH+CO₃^2-=2CH₃COO^-+H₂O+CO₂↑
• C、中和等體積、等pH的CH₃COOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者
• D、等體積、等濃度的CH₃COONa和NaCN溶液中所含離子總數前者小于后者

Answer 1

考點：弱電解質在水溶液中的電離平衡

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：弱酸的電離平衡常數越大，其酸性越強，等pH的弱酸溶液，酸性越強的酸其物質的量濃度越小，弱酸根離子水解程度越小，結合強酸能和弱酸鹽反應制取弱酸分析解答．

解答： 解：根據電離平衡常數知，酸性強弱順序為：HCOOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，
A．氫氰酸的酸性大于碳酸氫根離子而小于碳酸，所以發生CN^-+H₂O+CO₂→HCN+HCO₃^-反應，故A正確；
B．乙酸的酸性大于碳酸，所以2CH₃COOH+CO₃^2-=2CH₃COO^-+H₂O+CO₂↑能發生，故B正確；
C．等pH的CH₃COOH和HCN溶液，CH₃COOH的物質的量濃度小于氫氰酸，所以中和等體積、等pH的CH₃COOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者，故C正確；
D．根據電荷守恒，c（CH₃COO^-）+c（OH^-）=c（Na⁺）+c（H⁺），c（CN^-）+c（OH^-）=c（Na⁺）+c（H⁺），即離子總數是n（Na⁺ ）+n（H⁺）的2倍，而NaCN的水解程度大，即NaCN溶液中的c（OH^-）大，c（H⁺）小，c（Na⁺）相同，所以乙酸鈉中離子濃度大，故D錯誤；
故選D．

點評：本題考查弱電解質的電離，根據平衡常數確定酸性強弱，從而確定酸之間的轉化，結合電荷守恒來分析解答，難度中等．