Question

【題目】研究硫元素及其化合物的性質具有重要意義。

（1）①硫離子的結構示意圖為 。

②加熱時，硫元素的最高價氧化物對應水化物的濃溶液與木炭反應的化學方程式為 。

（2）25℃，在0.10mol·L-1H2S溶液中，通入HCl氣體或加入NaOH固體以調節(jié)溶液pH，溶液pH與c(S2-)關系如圖（忽略溶液體積的變化、H2S的揮發(fā)）。

①pH=13時，溶液中的c(H2S)+c(HS-)= mol·L-1。

②某溶液含0.020 mol·L-1Mn2+、0.10 mol·L-1H2S，當溶液pH= 時，Mn2+開始沉淀。[已知：Ksp(MnS)=2.8×10-13]

（3）25℃，兩種酸的電離平衡常數(shù)如下表。

①HSO3-的電離平衡常數(shù)表達式K= 。

②0.10 mol·L-1Na2SO3溶液中離子濃度由大到小的順序為 。

③H2SO3溶液和NaHCO3溶液反應的主要離子方程式為 。

Answer 1

【答案】（1）①；②C+2H2SO4（濃）2SO2↑+CO2↑+2H2O；

（2）①0.043；②5。

（3）①；②c(Na+)＞c(SO32-)＞c(OH-)＞c(HSO3-)＞c(H+)；

③H2SO3+HCO3-＝HSO3-+CO2↑+H2O

【解析】

試題分析：（1）①S是16號元素。S原子獲得2個電子變?yōu)镾2-，硫離子的結構示意圖為。

②加熱時，濃硫酸與木炭發(fā)生反應產生SO2、CO2和水，反應的化學方程式為C+2H2SO4（濃）2SO2↑ +CO2↑+2H2O；

（2）①根據圖像可知，在pH＝13時，c(S2-)＝5.7×10-2mol/L，在0.10mol·L-1H2S溶液中，根據S元素守恒可知：c(S2-)+ c(H2S)+c(HS-)＝0.1 mol/L，而c(S2-)＝5.7×10-2mol/L，因此c(H2S)+c(HS-)＝0.1 mol/L -5.7×10-2 mol/L＝0.043 mol/L。

②由于Ksp(MnS)＝2.8×10-23，在某溶液c(Mn2+)＝0.020 mol·L-1，則開始形成沉淀需要的S2-的濃度是c(S2-)＝ Ksp(MnS)÷c(Mn2+)＝2.8×10-13÷0.020 mol/L＝1.4×10-11 mol/L，根據圖像中c(S2-)與溶液的pH關系可知，此時溶液pH＝5，Mn2+開始形成沉淀。

（3）①根據電離平衡常數(shù)的含義可知HSO3-的電離平衡常數(shù)表達式是。

②Na2SO3在溶液中電離的方程式是Na2SO3＝2Na++SO32-，該鹽是強堿弱酸鹽，弱酸根離子SO32-發(fā)生水解反應：SO32-+H2OHSO3-+OH-，水解產生的HSO3-又有部分發(fā)生水解反應：HSO3-+H2OH2SO3 +OH-，水解是逐步進行的，而且在溶液中還存在水的電離平衡，但是鹽水解程度是微弱的，主要以鹽電離產生的離子存在，所以0.10 mol·L-1Na2SO3溶液中離子濃度由大到小的順序為c(Na+)＞c(SO32-)＞c(OH-)＞c(HSO3-)＞c(H+)。

③由于多元弱酸分步電離，電離程度：一級電離＞二級電離，電離程度越大，電離平衡常數(shù)就越大。所以根據表格數(shù)據可知H2SO3的二級電離平衡常數(shù)大于H2CO3的一級電離平衡常數(shù)，故H2SO3溶液和NaHCO3溶液反應的主要是復分解反應的規(guī)律：強酸與弱酸的鹽發(fā)生反應制取弱酸。其離子方程式為H2SO3+HCO3-＝HSO3-+CO2↑+H2O。