Question

13．部分弱酸的電離平衡常數如下表：下列選項錯誤的是（　　）

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

• A． 2CN^-+H₂O+CO₂→2HCN+CO₃^2-
• B． 2HCOOH+CO₃^2-→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前者小于后者

Answer 1

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：酸的電離平衡常數HCOOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，則酸根離子水解程度CO₃^2-＞CN^-＞HCO₃^-＞HCOO^-，
A．酸的電離平衡常數越大，酸的酸性越強，強酸能夠制取弱酸，所以二者反應生成HCN和HCO₃^-，離子方程式為CN^-+H₂O+CO₂═HCN+HCO₃^-，故A錯誤；
B．酸性強弱順序是HCOOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，強酸能和弱酸鹽反應生成弱酸，所以反應方程式為2HCOOH+CO₃^2-=2HCOO^-+H₂O+CO₂↑，故B正確；
C．等pH、等體積的HCOOH和HCN，n（HCN）＞n（HCOOH），中和酸需要堿的物質的量與酸的物質的量、酸的元數成正比，所以中和等體積、等pH的HCOOH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（HCOO^-）+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，所以甲酸鈉中離子濃度大，故D錯誤；
故選AD．

點評 本題考查了弱電解質的電離，明確弱電解質電離平衡常數與酸性強弱、酸根離子的水解程度的關系是解本題關系，再結合強酸制取弱酸、酸堿中和反應來分析解答，易錯選項是D，注意從電荷守恒的角度解答該題．