Question

部分弱酸的電離平衡常數(shù)如表：下列選項錯誤的是（　�。�

弱酸	HCOOH	HCN	H2CO3
電離平衡常數(shù)（25℃）	K1=1.77×10-4	K1=4.9×10-10	Ki1=4.3×10-7 Ki2=5.6×10-11

• A、中和等體積、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者
• B、相同溫度時，等濃度的HCOONa和NaCN溶液的pH前者小于后者
• C、2CN^-+H₂O+CO₂=2HCN+CO₃^2-
• D、2HCOOH+CO₃^2-=2HCOO^-+H₂O+CO₂↑

Answer 1

考點：弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：弱酸的電離平衡常數(shù)越大，其酸性越強，等pH的弱酸溶液，酸性越強的酸其物質(zhì)的量濃度越小，弱酸根離子水解程度越小，結(jié)合強酸能和弱酸鹽反應(yīng)制取弱酸分析解答．

解答： 解：根據(jù)電離平衡常數(shù)知，酸性強弱順序為：HCOOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，
A．等pH的HCOOH和HCN溶液，甲酸的物質(zhì)的量濃度小于氫氰酸，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A正確；
B．酸性越強，對應(yīng)鹽的水解程度越小，pH越小，酸性HCOOH＞HCN，則水解程度：HCOONa＜NaCN，所以等濃度的HCOONa和NaCN溶液的pH前者小于后者，故B正確；
C．氫氰酸的酸性大于碳酸氫根離子而小于碳酸，所以發(fā)生CN^-+H₂O+CO₂→HCN+HCO₃^-反應(yīng)，故C錯誤；
D．甲酸的酸性大于碳酸，所以2HCOOH+CO₃^2-→2HCOO^-+H₂O+CO₂↑能發(fā)生，故D正確；
故選C．

點評：本題考查弱電解質(zhì)的電離，根據(jù)平衡常數(shù)確定酸性強弱，從而確定酸之間的轉(zhuǎn)化，結(jié)合電荷守恒來分析解答，難度中等．