Question

【題目】研究電解質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如下表：

①寫出H2S的Ka1的表達式：___________

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

③將過量H2S通入Na2CO3溶液，反應的離子方程式是_______________________________。

(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點所示的溶液中c(NH3·H2O)___________c(Cl－)。

②b點所示的溶液中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－的物質的量分數δ(X)隨pH的變化如圖所示。則H2A第二級電離平衡常數Ka2＝___________。

Answer 1

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

【解析】

（1）①多元弱酸分步電離，H2S是一個二元弱酸，Ka1=c(H+)×c(HS-)/c(H2S)；

②酸的電離平衡常數越大，酸性越強，對應的酸根離子的水解能力越弱；

③利用強酸制弱酸；

（2）①a點加入的鹽酸體積為氨水體積的1/2，混合液中含有等濃度的NH3·H2O和NH4Cl，結合圖象判斷出NH3·H2O的電離程度大于NH4+的水解程度；

②由電荷守恒可知c(NH4+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)，溶液呈中性，c(H+)=c(OH-)，所以c(NH4+)=c(Cl-)；

③NH3·H2O是一元弱堿，對水的電離起到抑制作用，NH4Cl是強酸弱堿鹽，促進水的電離；

（3）由圖象可知，pH=4.2時，c(HA－)=c(A2－)，Ka2＝c(A2－)×c(H＋)/ c(HA－)= 10-4.2。

（1）①H2S是一個二元弱酸，Ka1=c(H+)×c(HS-)/c(H2S)；

②常溫下，K(HF) >Ka2(H2CO3) > Ka2(H2S)，酸越弱，對應的酸根離子的水解能力越強，故物質的量濃度相同的NaF、Na2CO3、Na2S三種溶液，pH(Na2S) >pH(Na2CO3) >pH(NaF)，所以常溫下，pH相同的三種溶液NaF、Na2CO3、Na2S，物質的量濃度最小的是Na2S。

③因為Ka1(H2CO3) > Ka1(H2S) >Ka2(H2CO3) > Ka2(H2S)，由強酸制弱酸可知，將過量H2S通入Na2CO3溶液，反應的離子方程式：H2S+ CO32-=HCO3-+HS-。

（2）①a點加入的鹽酸體積為氨水體積的1/2，等濃度的兩溶液反應后，混合液中含有等濃度的NH3·H2O和NH4Cl，由于NH3·H2O的電離程度大于NH4+的水解程度，則溶液顯示堿性，故a點所示的溶液中c(NH3·H2O) <c(Cl－)；

②由電荷守恒可知c(NH4+)+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)，因為pH=7，溶液呈中性，c(H+)=c(OH-)，所以c(NH4+)=c(Cl-)；

③NH3·H2O是一元弱堿，對水的電離起到抑制作用，故室溫下pH＝11的氨水由水電離出的c(H＋)= 1.0×10－11mol·L－1；NH4Cl是強酸弱堿鹽，促進水的電離，故室溫下pH＝5的NH4Cl溶液中，由水電離出的c(H＋)= c(H＋)= 1.0×10-5mol·L－1，所以室溫下pH＝11的氨水與pH＝5的NH4Cl溶液中，由水電離出的c(H＋)之比為(1.0×10－11mol·L－1):(1.0×10-5mol·L－1)=1: 106；

（3）由圖象可知，pH=4.2時，c(HA－)=c(A2－)，Ka2＝c(A2－)×c(H＋)/ c(HA－)= 10-4.2。