Question

【題目】研究電解質(zhì)在水溶液中的平衡能了解它的存在形式。

（1）已知部分弱酸的電離常數(shù)如下表：

化學(xué)式	HF	H2CO3	H2S
電離平衡常數(shù)K(25℃)

①寫出H2S的Ka1的表達(dá)式：________________。

②常溫下，pH相同的三種溶液NaF、Na2CO3、Na2S，物質(zhì)的量濃度最小的是_______。

③將過量H2S通入Na2CO3溶液，反應(yīng)的離子方程式是_______________。

（2）室溫下，用0.100 mol·L－1 鹽酸溶液滴定20.00 mL 0.100 mol·L－1 的氨水溶液，滴定曲線如圖所示。(忽略溶液體積的變化，①②填“＞”“＜”或“＝”)

①a點(diǎn)所示的溶液中c(NH3·H2O)___________c(Cl－)。

②b點(diǎn)所示的溶液中c(Cl－)___________c(NH4＋)。

③室溫下pH＝11的氨水與pH＝5的NH4Cl溶液中，由水電離出的c(H＋)之比為__________。

（3）二元弱酸H2A溶液中H2A、HA－、A2－的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)δ(X)隨pH的變化如圖所示。則H2A第二級(jí)電離平衡常數(shù)Ka2＝___________。

Answer 1

【答案】c(H+)·c(HS-)/c(H2S) Na2S H2S+CO32-=HCO3-+HS ＜ = 1:106 10-4.2

【解析】

Ka為弱酸的電離平衡常數(shù)，Ka值越大，在相同條件下，酸性越強(qiáng)，即酸性有HF＞H2CO3＞H2S＞HCO3-＞HS-,多元弱酸電離分步，以第一步為主，同理，多元弱酸鹽水解也分步，以第一步為主，據(jù)此解答。

(1)①平衡常數(shù)為生成物濃度的冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值，根據(jù)H2SO3HSO3- +H+可知Ka的表達(dá)式為c(H+)·c(HS-)/c(H2S)；

②相同濃度的NaF、Na2CO3、Na2S中，由于酸性HF＞HCO3-＞HS-，根據(jù)越弱越水解，S2-水解程度最大，產(chǎn)生的OH－濃度最大，pH值最大；故pH相同的三種溶液NaF、Na2CO3、Na2S，濃度最小的為Na2S，答案為：Na2S；

③將過量H2S通入Na2CO3溶液，根據(jù)強(qiáng)酸制弱酸的原理，由于酸性H2CO3＞H2S＞HCO3-＞HS-，所以，即便H2S過量，也只能生成HCO3-和HS-，而不能生成CO2，答案為：H2S+ CO32-=HCO3-+HS-；

(1)①用0.100 mol·L－1 鹽酸溶液滴定20.00 mL 0.100 mol·L－1 的氨水溶液時(shí)，在a點(diǎn)消耗鹽酸10.00 mL時(shí)，反應(yīng)后生成的氯化銨和剩余的NH3·H2O的物質(zhì)的量相等，若只考慮氯化銨電離，c(NH4＋)和c(Cl－)相等，但NH4＋要水解消耗，a點(diǎn)pH大于7，呈堿性，以電離為主，產(chǎn)生的NH4＋多，所以c(Cl－)＜c(NH4＋)；

②b點(diǎn)溶液中存在電荷守恒，c(NH4＋)+ c(H＋) =c(Cl－) +c(OH－)，b點(diǎn)pH值為7，c(H＋) = c(OH－)，故c(NH4＋) =c(Cl－)，答案為：=；

③pH＝11的氨水，氨水不能電離出H+，溶液中H+就是水電離出的H+，c(H＋)為1×10-11, pH＝5的NH4Cl溶液中銨根水解，溶液顯酸性，溶液中水電離出的c(H＋)為1×10-5，故由水電離出的c(H＋)之比為1:106；

(3)H2A的二級(jí)電離為HA－H+＋A2-，Ka2=c(H+)×c(A2-)/c(HA-)，電離平衡常數(shù)是溫度的常數(shù)，從圖中取c(A2-)=c(HA-)特殊點(diǎn)，Ka2= c(H+)=10-4.2，故答案為：10-4.2。