Question

【题目】研究电解质在水溶液中的平衡能了解它的存在形式。

（1）已知部分弱酸的电离常数如下表：

化学式	HF	H2CO3	H2S
电离平衡常数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常温下，pH相同的三种溶液NaF、Na2CO3、Na2S，物质的量浓度最大的是____。

②将过量H2S通入Na2CO3溶液，反应的离子方程式是____。

（2）二元弱酸H2A溶液中H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示。则H2A的电离平衡常数K1＝____。

（3）室温下，用0.100 mol·L－1盐酸溶液滴定20.00 mL 0.l00 mol·L－1的氨水溶液，滴定曲线如图所示。（忽略溶液体积的变化）

①a点所示的溶液中c(NH3·H2O)____c(Cl－)。

②b点所示的溶液中c(Cl－)____c(NH)。

③pH =10的氨水与pH=4的NH4C1溶液中，由水电离出的c(H+)之比为____。

（4）常温下，要将ZnSO4溶液中的Zn2+沉淀完全(Zn2+的浓度小于10－5 mol·L－1)，应控制溶液的pH____。（已知25℃时，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)图表中数据分析可知酸性HF＞H2CO3＞H2S＞HCO3-＞HS-，对应盐的水解程度F-＜HCO3-＜HS-＜CO32-＜S2-；

①常温下，PH相同的三种溶液NaF、Na2CO3、Na2S，水解程度越大的溶液浓度越小；

②将过量H2S通入Na2CO3溶液，由强酸制强酸可知反应生成NaHS和NaHCO3；

(2)二元弱酸H2A在水溶液中分步水解，则随着溶液pH的增大，溶液中H2A的浓度逐渐减小，HA－的浓度先增大后减小，则A2－的浓度逐渐增大，故图中三曲线分别是；

(3)①a点加入了10mL盐酸，反应后的溶液中含有等浓度的氨水和氯化铵，NH3H2O的电离程度大于铵根离子的水解，溶液显示碱性；

②b点溶液pH=7，结合溶液中的电荷守恒式分析；

③常温下，pH=10的氨水溶液中，水电离出的氢氧根离子浓度等于水电离出的氢离子浓度=10-10mol/L；pH=4的NH4C1溶液中水电离出的氢氧根离子浓度等于水电离出的氢离子浓度=10-4mol/L；

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

(1)图表中数据分析可知酸性HF＞H2CO3＞H2S＞HCO3-＞HS-，对应盐的水解程度F-＜HCO3-＜HS-＜CO32-＜S2-；

①常温下，PH相同的三种溶液NaF、Na2CO3、Na2S，水解程度越大的溶液浓度越小，则物质的量浓度由大到小的顺序为NaF＞Na2CO3＞Na2S，即NaF的物质的量浓度最大；

②将过量H2S通入Na2CO3溶液，由强酸制强酸可知反应生成NaHS和NaHCO3，则发生反应的离子方程式为CO＋H2S＝HS－＋HCO；

(2)二元弱酸H2A溶液中H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(X)随pH的变化为，当pH=1.2，即c(H+)=10-1.2mol/L时，溶液中c(H2A)=c(HA－)，此时H2A的电离平衡常数K1＝=10－1.2；

(3)①点加入的盐酸体积为氨水体积的，等浓度的两溶液反应后，混合液中含有等浓度的氨水和氯化铵，由于NH3H2O的电离程度大于铵根离子的水解程度，则溶液显示碱性，则溶液中c(NH3·H2O)＜c(Cl－)；

②b点时溶液pH=7，则c(H+)=c(OH-)，根据电荷守恒c(NH4+)+c(H+)=c(C1-)+c(OH-)，可知c(Cl- )=c(NH4+)；

③常温下，pH=10的氨水溶液中，水电离出的氢氧根离子浓度等于水电离出的氢离子浓度=10-10mol/L；pH=4的NH4C1溶液中水电离出的氢氧根离子浓度等于水电离出的氢离子浓度=10-4mol/L，pH=10的氨水与pH=4的NH4C1溶液中，由水电离出的c(H+)之比为==10-6；

(4)常温下，Ksp[Zn(OH)2] =1.0×l0－17=c(Zn2+)×c2(OH-)，其中c(Zn2+)=10－5 mol·L－1，则c (OH-)= mol·L－1= 10－6mol·L－1，此时溶液pH=8，即应控制溶液的pH＞8，可使Zn2+沉淀完全。