Question

15．常溫下，部分弱酸的電離平衡常數如表：

弱酸	CH3COOH	HCN	H2CO3
電離平衡常數（25℃）	K1=1.8×10-5	K1=4.9×10-10	K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11

下列選項錯誤的是（　　）

• A． 等物質的量濃度時：pH（Na₂CO₃）＞pH（NaCN）＞pH（NaHCO₃）＞pH（CH₃COONa）
• B． 中和等體積、等pH的CH₃COOH溶液和HCN溶液消耗NaOH的量前者大于后者
• C． 向NaCN中通入少量的CO₂：CN ^-+H₂O+CO₂=HCO₃ ^-+HCN
• D． 0.2mol/L HCN與0.1mol/L NaOH溶液等體積混合后顯堿性，則c（Na⁺）＞c（CN^-）

Answer 1

分析 A．圖表中電離平衡常數可知，溶液酸性CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，酸越弱對應鹽水解程度越大，溶液堿性越強；
B．等pH的HCOOH和HCN溶液，乙酸的物質的量濃度小于氫氰酸；
C．溶液酸性CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，向NaCN中通入少量的CO₂，只能生成碳酸氫根；
D.0.2mol/L HCN與0.1mol/L NaOH溶液等體積混合后顯堿性，依據溶液中電荷守恒分析判斷．

解答 解：A．圖表中電離平衡常數可知，溶液酸性CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，等物質的量濃度時：pH（Na₂CO₃）＞pH（NaCN）＞pH（NaHCO₃）＞pH（CH₃COONa），故A正確；
B．等pH的HCOOH和HCN溶液，乙酸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B錯誤；
C．溶液酸性CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，向NaCN中通入少量的CO₂，只能生成碳酸氫根，離子方程式為：CN ^-+H₂O+CO₂=HCO₃ ^-+HCN，故C正確；
D.0.2mol/L HCN與0.1mol/L NaOH溶液等體積混合后顯堿性，c（H⁺）＜c（OH^-），溶液存在電荷守恒：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（CN^-），c（Na⁺）＞c（CN^-），故D正確；
故選B．

點評 本題考查了弱電解質電離平衡常數比較、鹽類水解分析、注意溶液中電荷守恒和弱電解質電離平衡的影響因素的理解應用，掌握基礎是解題關鍵，題目難度中等．