Question

【題目】（12分）

Ⅰ．某溫度下，0.1 mol/L的氫硫酸溶液中存在平衡：

①H2S(aq)H+(aq)+HS－(aq)；②HS－(aq)H+(aq)+S2－(aq)；

（1）氫硫酸溶液中存在的離子有 。（不完整不給分）

（2）若向H2S溶液中( )

A．加水，平衡向右移動，溶液中氫離子濃度增大

B．通入過量SO2氣體，平衡向左移動，溶液pH增大

C．滴加新制氯水，平衡向左移動，溶液pH減小

D．加入少量硫酸銅固體(忽略體積變化)，溶液中所有離子濃度都減小

Ⅱ．25℃時，部分物質的電離平衡常數如表所示：

化學式	CH3COOH	H2CO3	HClO
電離平衡常數	1.7×10－5	K1＝4.3×10－7 K2＝5.6×10－11	3.0×10－8

請回答下列問題：

（1）CH3COOH的電離平衡常數表達式 。

（2）CH3COOH、H2CO3、HClO的酸性由強到弱的順序為 。

（3）體積為10mLpH＝2的醋酸溶液與一元酸HX分別加水稀釋至1000mL，稀釋過程中pH變化如圖所示，則HX的電離平衡常數 (填“大于”、“等于”或“小于”)醋酸的電離平衡常數；理由是 。

Ⅲ．在25℃下，將amol·L－1的氨水與0.01mol·L－1的鹽酸等體積混合，反應平衡時溶液中c(NH)＝c(Cl－)，則溶液顯 性(填“酸”、“堿”或“中”)；用含a的代數式表示NH3·H2O的電離常數Kb＝ 。

Answer 1

【答案】（12分）

Ⅰ．（1）H+、HS－、S2－、OH－ （2分）（2）C （2分）

Ⅱ．（1）（2分）

（2）CH3COOH>H2CO3>HClO（1分）

（3）大于；稀釋相同倍數，HX的pH變化比CH3COOH的大，酸性強，電離平衡常數大（1分）

Ⅲ．中（1分）； （2分）

【解析】

試題分析：

Ⅰ．（1）根據H2S的電離及水的電離方程式，則氫硫酸溶液中存在的離子有H+、HS－、S2－、OH－。

（2）A．加水促進H2S的電離，由于溶液體積增大，氫離子濃度減小，故A錯誤；B．反應：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，平衡向左移動，當SO2過量，SO2+H2O=H2SO3，溶液顯酸性，因H2SO3酸性比H2S強，故pH減小，故B錯誤；C．滴加新制氯水，發生反應Cl2＋H2S===2HCl＋S↓，平衡向左移動，生成了強酸，鹽酸的酸性大于氫硫酸，溶液pH減小，故C正確；D．加入少量硫酸銅固體，發生反應H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋，H＋濃度增大，D項錯誤。 故選C。

Ⅱ．（1）CH3COOH的電離平衡常數表達式為。

（2）根據電離平衡常數分析，電離平衡常數越大，酸性越強，所以酸性順序為CH3COOH>H2CO3>HClO。

（3）等pH的溶液加水稀釋相同倍數，HX變化大，說明其酸性強于醋酸，其電離平衡常數大于醋酸的電離平衡常數。

Ⅲ． 25℃時，混合溶液呈存在電荷守恒c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(Cl-)，因為存在c(NH4+)=c(Cl-)，所以c(H+)=c(OH-)，溶液呈中性；所以c(H+)=c(OH-)=10-7 mol/L，混合后溶液體積增大一倍，所以溶液中c(Cl-)=0.005mol/L，c(NH4+)=c(Cl-)=0.005mol/L，c(NH3H2O)=0.5amol/L－c(NH4+)=0.5amol/L－0.005mol/L，Kb==mol/L=mol/L，故答案為：mol/L；