题目内容
| 弱酸 | HCOOH | HCN | H2CO3 |
| 电离平衡常数（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+CO32- |
| B、2HCOOH+CO32-→2HCOO-+H2O+CO2↑ |
| C、中和等体积、等c（H+）的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者 |
| D、相同物质量浓度的HCOONa和NaCN溶液中：c（HCOO-）＜c（CN-） |
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：根据电离平衡常数知，酸性强弱顺序为：HCOOH＞H2CO3＞HCN＞HCO3-，
A．氢氰酸的酸性大于碳酸氢根离子而小于碳酸，所以发生CN-+H2O+CO2→HCN+HCO3-反应，故A错误；
B．甲酸的酸性大于碳酸，所以2HCOOH+CO32-→2HCOO-+H2O+CO2↑能发生，故B正确；
C．等pH的HCOOH和HCN溶液，甲酸的物质的量浓度小于氢氰酸，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．而NaCN的水解程度大，即：c（HCOO-）＞c（CN-），故D错误；
故选AD．
A．氢氰酸的酸性大于碳酸氢根离子而小于碳酸，所以发生CN-+H2O+CO2→HCN+HCO3-反应，故A错误；
B．甲酸的酸性大于碳酸，所以2HCOOH+CO32-→2HCOO-+H2O+CO2↑能发生，故B正确；
C．等pH的HCOOH和HCN溶液，甲酸的物质的量浓度小于氢氰酸，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．而NaCN的水解程度大，即：c（HCOO-）＞c（CN-），故D错误；
故选AD．
点评：本题考查弱电解质的电离，根据平衡常数确定酸性强弱，从而确定酸之间的转化，结合电荷守恒来分析解答，难度中等．
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