Question

18．部分弱酸的電離平衡常數(shù)如表：

弱酸	HCOOH	HCN	H2CO3	HNO2
電離平衡常數(shù)（25℃）	Ka=1.77 ×10-4	Ka=4.0 ×10-10	Ka1=4.3×10-7 Ka2=5.6×10-11	Ka=4.0×10-4

下列選項正確的是（　　）

• A． 甲酸和碳酸的分子式中均含兩個氫原子，均屬于二元酸
• B． 向NaCN溶液中通入少量的CO₂：2CN^-+H₂O+CO₂═2HCN+CO₃^2-
• C． 中和等體積、等pH的HCOOH和HNO₂消耗NaOH的量前者大于后者
• D． 等體積、等濃度的HCOONa和NaCN溶液中所含離子總數(shù)前者小于后者

Answer 1

分析 A．按電水溶液中離出的氫離子的個數(shù)，酸可以分為一元酸、二元酸和多元酸；
B．向NaCN溶液中通入少量CO₂，由于酸性：H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，故反應生成HCN和碳酸氫鈉，不能生成二氧化碳；
C．等pH的HCOOH和HCN，酸的電離平衡常數(shù)越大，該酸的濃度越小，等體積等pH的不同酸消耗NaOH的物質(zhì)的量與酸的物質(zhì)的量成正比；
D．等體積、等濃度的HCOONa和NaCN兩溶液中陰離子水解程度不同，水的電離程度不同，結(jié)合電荷守恒分析判斷．

解答 解：A．按電離出的氫離子的個數(shù)，酸可以分為一元酸、二元酸和多元酸，H₂CO₃、H₂SO₄分子電離出2個氫離子為二元酸，HCOOH只能電離出一個氫離子，為一元酸，故A錯誤；
B．向NaCN溶液中通入少量CO₂，由于酸性：H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，故反應生成HCN和碳酸氫鈉，不能生成二氧化碳，故反應的化學方程式為：CN^-+H₂O+CO₂═HCN+HCO₃^-，故B錯誤；
C．酸性HNO₂ ＞HCOOH，等pH、等體積的HCOOH和HNO₂，HCOOH濃度大，n（HNO₂）＜n（HCOOH），中和酸需要堿的物質(zhì)的量與酸的物質(zhì)的量、酸的元數(shù)成正比，所以中和等體積、等pH的HCOOH和HNO₂消耗NaOH的量前者大于后者，故C正確；
D．HCOO^-水解程度小于CN^-，則HCOONa溶液中氫氧根離子濃度小于NaCN溶液中氫氧根離子濃度，溶液中存在電荷守恒：c（HCOO^-）+c（OH^-）=c（Na⁺）+c（H⁺），c（CN^-）+c（OH^-）=c（Na⁺）+c（H⁺），鈉離子濃度相同，HCOONa溶液中氫離子濃度大于NaCN溶液中氫離子濃度，則HCOONa溶液中離子總濃度大于NaCN溶液中離子總濃度，故D錯誤；
故選C．

點評 本題考查了離子濃度大小比較，題目難度中等，明確酸的電離平衡常數(shù)與酸的強弱、酸根離子水解程度大小之間的關系是解本題關鍵，再結(jié)合物料守恒、物質(zhì)的性質(zhì)等知識點來分析解答，注意采用逆向思維的方法確定鹽溶液濃度．