Question

已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数．下列选项错误的是 弱酸 HCOOH  HCN  H2CO3   电离平衡常数  1.77×10-5  4.9×10-10 Ki1=4.3×10-7 Ki2=5.6×10-11 （　　）

A、等物质的量浓度的各溶液pH关系为：pH（NaCN）＞pH（Na₂CO₃）＞pH（NaHCO₃）＞pH（HCOONa）

B、2CN^-+H₂O+CO₂→HCN+CO₃^2-

C、等物质的量浓度的HCN溶液与NaOH溶液等体积混合后溶液中：c（OH^-）＞c（H⁺），c（Na⁺）＞c（CN^-）

D、NaHCO₃和Na₂CO₃混合液中，一定有c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（HCO₃^-）+2c（CO₃^2-）

Answer 1

分析：弱酸的电离平衡常数越大，其酸性越强，
A、利用酸的电离常数比较酸性的强弱，再利用盐中酸根离子对应的酸越弱，其水解程度越大来分析；
B、氢氰酸的酸性大于碳酸氢根离子而小于碳酸；
C、HCN溶液与NaOH溶液反应生成NaCN，溶液显碱性；
D、利用电荷守恒来分析．

解答：解：A、由电离常数Ka的关系可知，1.77×10^-5＞4.3×10^-7＞4.9×10^-10＞5.6×10^-11，则酸性HCOOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，显然等浓度时Na₂CO₃的水解程度最大，其溶液的pH最大，则等物质的量浓度的各溶液pH关系为pH（Na₂CO₃）＞pH（NaCN）＞pH（NaHCO₃）＞pH（HCOONa），故A错误；
B、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B错误；
C、等物质的量浓度的HCN溶液与NaOH溶液等体积混合后反应生成NaCN，CN^-水解溶液显碱性，所以c（OH^-）＞c（H⁺），c（Na⁺）＞c（CN^-），故C正确；
D、因溶液不显电性，则所有阳离子带的电荷总数等于阴离子带的负电荷总数，即c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（HCO₃^-）+2c（CO₃^2-），故D正确；
故选AB．

点评：本题考查盐类水解、弱电解质的电离及溶液中离子浓度的关系，明确溶液中的溶质及酸性强弱的比较、电荷守恒是解答本题的关键，A是学生解答的易错点．