Question

部分弱酸的电离平衡常数如下表：

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

下列选项错误的是

A．HCN+CO₃^2- = CN^-+ HCO₃^-

B．2HCOOH+CO_3­^2- = 2HCOO^-+H₂O+CO₂↑

C．中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者

D．等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中所含离子总数前者小于后者

Answer

D

【解析】

试题分析：A.由于HCN的电离平衡常数K=4.9×10-10大于H2CO3的二级电离平衡常数Ki2=5.6×10-11而小于一级电离平衡常数Ki1=4.3×10-7，所以酸性：H2CO3> HCN > HCO3-；因此向Na2CO3的溶液中加入HCN，会发生反应：HCN+CO32- = CN-+ HCO3-，正确；B.由于HCOOH的电离平衡常数Ki=1.77×10-4>H2CO3的一级电离平衡常数Ki1=4.3×10-7；所以会发生反应：2HCOOH+CO3­2- = 2HCOO-+H2O+CO2↑；正确；C．由于甲酸、HCN都是弱酸，因为电离平衡常数HCOOH>HCN，所以当二者的体积相等、pH相等时，物质的量n(HCN)>n(HCOOH)，中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者，正确；D．在等体积、等浓度的HCOONa和NaCN溶液中，阴离子都发生水解反应而消耗，由于酸性HCOOH>HCN，所以溶液中c(HCOO-)>c(CN-);水解使溶液显碱性，水解程度越大，溶液的碱性就越强，因此溶液中的c(H+)前者大于后者，所含离子总数前者大于后者，错误。

考点：考查弱酸的电离平衡常数的应用及溶液中离子浓度的大小比较的知识。