Question

已知25℃時有關弱酸的電離平衡常數．下列選項錯誤的是 弱酸 HCOOH  HCN  H2CO3   電離平衡常數  1.77×10-5  4.9×10-10 Ki1=4.3×10-7 Ki2=5.6×10-11 （　　）

A、等物質的量濃度的各溶液pH關系為：pH（NaCN）＞pH（Na₂CO₃）＞pH（NaHCO₃）＞pH（HCOONa）

B、2CN^-+H₂O+CO₂→HCN+CO₃^2-

C、等物質的量濃度的HCN溶液與NaOH溶液等體積混合后溶液中：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：弱酸的電離平衡常數越大，其酸性越強，
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、氫氰酸的酸性大于碳酸氫根離子而小于碳酸；
C、HCN溶液與NaOH溶液反應生成NaCN，溶液顯堿性；
D、利用電荷守恒來分析．

解答：解：A、由電離常數Ka的關系可知，1.77×10^-5＞4.3×10^-7＞4.9×10^-10＞5.6×10^-11，則酸性HCOOH＞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（HCOONa），故A錯誤；
B、氫氰酸的酸性大于碳酸氫根離子而小于碳酸，所以發生CN^-+H₂O+CO₂→HCN+HCO₃^-反應，故B錯誤；
C、等物質的量濃度的HCN溶液與NaOH溶液等體積混合后反應生成NaCN，CN^-水解溶液顯堿性，所以c（OH^-）＞c（H⁺），c（Na⁺）＞c（CN^-），故C正確；
D、因溶液不顯電性，則所有陽離子帶的電荷總數等于陰離子帶的負電荷總數，即c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（HCO₃^-）+2c（CO₃^2-），故D正確；
故選AB．

點評：本題考查鹽類水解、弱電解質的電離及溶液中離子濃度的關系，明確溶液中的溶質及酸性強弱的比較、電荷守恒是解答本題的關鍵，A是學生解答的易錯點．