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：

化學式	HF	H2CO3	H2S
電離平衡常數K (25℃)	7.2×10－4	K1=4.4×10－7 K2=4.7×10－11	K1＝9.1×10－8 K2＝1.1×10－12

①常溫下，pH相同的三種溶液NaF、Na2CO3、Na2S，物質的量濃度最大的是____。

②將過量H2S通入Na2CO3溶液，反應的離子方程式是____。

（2）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的電離平衡常數K1＝____。

（3）室溫下，用0.100 mol·L－1鹽酸溶液滴定20.00 mL 0.l00 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）

①a點所示的溶液中c(NH3·H2O)____c(Cl－)。

②b點所示的溶液中c(Cl－)____c(NH)。

③pH =10的氨水與pH=4的NH4C1溶液中，由水電離出的c(H+)之比為____。

（4）常溫下，要將ZnSO4溶液中的Zn2+沉淀完全(Zn2+的濃度小于10－5 mol·L－1)，應控制溶液的pH____。（已知25℃時，Ksp[Zn(OH)2] =1.0×l0－17）

Answer 1

【答案】NaF CO＋H2S＝HS－＋HCO 10－1.2 ＜ ＝ 10－6 ＞8

【解析】

(1)圖表中數據分析可知酸性HF＞H2CO3＞H2S＞HCO3-＞HS-，對應鹽的水解程度F-＜HCO3-＜HS-＜CO32-＜S2-；

①常溫下，PH相同的三種溶液NaF、Na2CO3、Na2S，水解程度越大的溶液濃度越小；

②將過量H2S通入Na2CO3溶液，由強酸制強酸可知反應生成NaHS和NaHCO3；

(2)二元弱酸H2A在水溶液中分步水解，則隨著溶液pH的增大，溶液中H2A的濃度逐漸減小，HA－的濃度先增大后減小，則A2－的濃度逐漸增大，故圖中三曲線分別是；

(3)①a點加入了10mL鹽酸，反應后的溶液中含有等濃度的氨水和氯化銨，NH3H2O的電離程度大于銨根離子的水解，溶液顯示堿性；

②b點溶液pH=7，結合溶液中的電荷守恒式分析；

③常溫下，pH=10的氨水溶液中，水電離出的氫氧根離子濃度等于水電離出的氫離子濃度=10-10mol/L；pH=4的NH4C1溶液中水電離出的氫氧根離子濃度等于水電離出的氫離子濃度=10-4mol/L；

(4)依據Ksp[Zn(OH)2] =1.0×l0－17=c(Zn2+)×c2(OH-)計算。

(1)圖表中數據分析可知酸性HF＞H2CO3＞H2S＞HCO3-＞HS-，對應鹽的水解程度F-＜HCO3-＜HS-＜CO32-＜S2-；

①常溫下，PH相同的三種溶液NaF、Na2CO3、Na2S，水解程度越大的溶液濃度越小，則物質的量濃度由大到小的順序為NaF＞Na2CO3＞Na2S，即NaF的物質的量濃度最大；

②將過量H2S通入Na2CO3溶液，由強酸制強酸可知反應生成NaHS和NaHCO3，則發生反應的離子方程式為CO＋H2S＝HS－＋HCO；

(2)二元弱酸H2A溶液中H2A、HA－、A2－的物質的量分數δ(X)隨pH的變化為，當pH=1.2，即c(H+)=10-1.2mol/L時，溶液中c(H2A)=c(HA－)，此時H2A的電離平衡常數K1＝=10－1.2；

(3)①點加入的鹽酸體積為氨水體積的，等濃度的兩溶液反應后，混合液中含有等濃度的氨水和氯化銨，由于NH3H2O的電離程度大于銨根離子的水解程度，則溶液顯示堿性，則溶液中c(NH3·H2O)＜c(Cl－)；

②b點時溶液pH=7，則c(H+)=c(OH-)，根據電荷守恒c(NH4+)+c(H+)=c(C1-)+c(OH-)，可知c(Cl- )=c(NH4+)；

③常溫下，pH=10的氨水溶液中，水電離出的氫氧根離子濃度等于水電離出的氫離子濃度=10-10mol/L；pH=4的NH4C1溶液中水電離出的氫氧根離子濃度等于水電離出的氫離子濃度=10-4mol/L，pH=10的氨水與pH=4的NH4C1溶液中，由水電離出的c(H+)之比為==10-6；

(4)常溫下，Ksp[Zn(OH)2] =1.0×l0－17=c(Zn2+)×c2(OH-)，其中c(Zn2+)=10－5 mol·L－1，則c (OH-)= mol·L－1= 10－6mol·L－1，此時溶液pH=8，即應控制溶液的pH＞8，可使Zn2+沉淀完全。