Question

已知25℃時有關弱酸的電離平衡常數： 弱酸化學式 CH3COOH HCN H2CO3 電離平衡常數（25℃） 1.8×l0-5 4.9×l0-10 K1=4.3×l0-7 K2=5.6×l0-11 根據上述電離常數分析，下列表述不正確的是（　　）

A．25℃時，等物質的量濃度的各溶液pH關系為：pH（Na₂CO₃）＞pH（NaCN）＞pH（NaHCO₃）＞pH（CH₃COONa）

B．a mol/L HCN溶液與b mol/L NaOH溶液等體積混合后，所得溶液中c（Na⁺）=c（CN^-），則a一定大于b

C．2 NaCN+H₂O+CO₂=2 HCN+Na₂CO₃

D．2CH₃COOH+Na₂CO₃→2 CH₃COONa+H₂O+CO₂↑

Answer 1

分析：A、利用酸的電離常數比較酸性的強弱，再利用鹽中酸根離子對應的酸越弱，其水解程度越大來分析．
B、等體積混合，若a=b恰好完全反應，因CN^-的水解溶液中c（Na⁺）＞c（CN^-）．所得溶液中c（Na⁺）=c（CN^-），則a

解答：解：A、由電離常數Ka的關系可知，1.8×10^-5＞4.3×l0^-7＞.9×10^-10＞5.6×10^-11，則酸性CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，顯然等濃度時Na₂CO₃的水解程度最大，其溶液的pH最大，則等物質的量濃度的各溶液pH關系為pH（Na₂CO₃）＞pH（NaCN）＞pH（NaHCO₃）＞pH（CH₃COONa），故A正確．
B、等體積混合，若a=b恰好完全反應，因CN^-的水解溶液中存在c（Na⁺）＞c（CN^-），a＜b時溶液中存在c（Na⁺）＞c（CN^-），a＞b時，所得溶液中可以存在，c（Na⁺）≤c（CN^-），故B正確；
C、碳酸酸性大于HCN，HCN的酸性和碳酸鈉反應生成碳酸氫鈉；選項中的反應2 NaCN+H₂O+CO₂=2HCN+Na₂CO₃ 不符合反應原理，故C錯誤；
D、醋酸酸性大于碳酸，反應2CH₃COOH+Na₂CO₃→2 CH₃COONa+H₂O+CO₂↑符合要求，故D正確；
故選C．

點評：本題考查了弱電解質的電離比較，電離程度分析，溶液酸堿性的判斷，離子濃度大小比較，題目難度中等．