Question

2．部分弱酸的電離平衡常數如下表：

弱酸	HCOOH	HCN	H2CO3
電離平衡常數 （25℃）	Ka=1.77×10-4	Ka=4.9×10-10	Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11

下列選項正確的是（　　）

• A． 2CN^-+H₂O+CO₂=2HCN+CO₃^2-
• B． 中和等體積、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者大于后者
• C． 物質的量濃度相等的HCOONa和KCN溶液中，c（Na⁺）-c（HCOO^-）＜c（K⁺）-c（CN^-）
• D． c（NH₄⁺） 相等的HCOONH₄溶液、NH₄CN溶液、NH₄HCO₃溶液中，c（NH₄HCO₃）＞c（NH₄CN）＞c（HCOONH₄）

Answer 1

分析 A．酸的電離平衡常數越大，酸的酸性越強，根據強酸制取弱酸解答；
B．等pH的HCOOH和HCN，酸的電離平衡常數越大，該酸的濃度越小，等體積等pH的不同酸消耗NaOH的物質的量與酸的物質的量成正比；
C．酸的電離平衡常數越大，則其酸根離子水解程度越小，酸的電離平衡常數HCOOH＞HCN，則酸根離子水解程度HCOO^-＜CN^-，所以溶液中陰離子濃度c（HCOO^-）＞c（CN^-）；
D．酸的電離平衡常數越大，其酸根離子水解程度越小，促進銨根離子水解程度越小，則相同濃度的這幾種鹽溶液中銨根離子濃度越大．

解答 解：酸的電離平衡常數HCOOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，則酸性：HCOOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，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^-，正確的離子方程式為：CN^-+H₂O+CO₂═HCN+HCO₃^-，故A錯誤；
B．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B錯誤；
C．酸的電離平衡常數HCOOH＞HCN，則酸根離子水解程度HCOO^-＜CN^-，所以溶液中陰離子濃度c（HCOO^-）＞c（CN^-），物質的量濃度相等的HCOONa和KCN，則c（Na⁺）=c（K⁺），所以c（Na⁺）-c（HCOO^-）＜c（K⁺）-c（CN^-），故C正確；
D．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^-，促進銨根離子水解程度大小順序是CO₃^2-＞CN^-＞HCO₃^-＞HCOO^-，則相同濃度的這幾種鹽溶液中c（NH₄⁺）大小順序是c（NH₄CN）＜c（NH₄HCO₃）＜c（HCOONH₄），所以c（NH₄⁺）相等的HCOONH₄溶液、NH₄CN溶液、NH₄HCO₃溶液中c（NH₄CN）＞c（NH₄HCO₃）＞c（HCOONH₄），故D錯誤；
故選C．

點評 本題考查了離子濃度大小比較，題目難度中等，明確酸的電離平衡常數與酸的強弱、酸根離子水解程度大小之間的關系是解本題關鍵，再結合物料守恒、物質的性質等知識點來分析解答，D為易錯點，注意采用逆向思維的方法確定鹽溶液濃度．