Question

部分弱酸的电离平衡常数（25℃）如下表：下列选项错误的是：（　　）

	HCOOH	HCN	H2CO3
电离平衡常数	Ki=1.77×10-4	Ki=4.9×10-10	Ki1=4.3×10-7 Ki2=5.6×10-11

• A、CN ^-+CO₂=2HCN+CO₃^2-
• B、2HCOO H+CO3^2-=2HCOO^-+CO₂↑+H₂O
• C、中和等体积、等pH的HCOOH和HCN，消耗NaOH前者小于后者
• D、等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液，离子总数前者大于后者

Answer 1

考点：弱电解质在水溶液中的电离平衡

专题：电离平衡与溶液的pH专题

分析：弱酸的电离平衡常数越大，其酸性越强，等pH的弱酸溶液，酸性越强的酸其物质的量浓度越小，弱酸根离子水解程度越小，结合强酸能和弱酸盐反应制取弱酸分析解答．

解答： 解：酸的电离平衡常数HCOOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，则酸根离子水解程度CO₃^2-＞CN^-＞HCO₃^-＞HCOO^-，
A．酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，强酸能够制取弱酸，所以二者反应生成HCN和HCO₃^-，离子方程式为CN^-+H₂O+CO₂═HCN+HCO₃^-，故A错误；
B．酸性强弱顺序是HCOOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，强酸能和弱酸盐反应生成弱酸，所以反应方程式为2HCOOH+CO₃^2-=2HCOO^-+H₂O+CO₂↑，故B正确；
C．等pH、等体积的HCOOH和HCN，n（HCN）＞n（HCOOH），中和酸需要碱的物质的量与酸的物质的量、酸的元数成正比，所以中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者，故C正确；
D．根据电荷守恒，c（HCOO^-）+c（OH^-）=c（Na⁺）+c（H⁺），c（CN^-）+c（OH^-）=c（Na⁺）+c（H⁺），即离子总数是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，所以甲酸钠中离子浓度大，故D正确．
故选A．

点评：本题考查了弱电解质的电离，明确弱电解质电离平衡常数与酸性强弱、酸根离子的水解程度的关系是解本题关系，再结合强酸制取弱酸、酸碱中和反应来分析解答，易错选项是D，注意从电荷守恒的角度解答该题．