Question

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：

①写出H₂S的K_a1的表达式：___________

②常温下，pH相同的三种溶液NaF、Na₂CO₃、Na₂S，物质的量浓度最小的是___________。

③将过量H₂S通入Na₂CO₃溶液，反应的离子方程式是_______________________________。

(2)室温下，用0.100 mol·L^－1 盐酸溶液滴定20.00 mL 0.100 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，①②填“>”“<”或“＝”)

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

②b点所示的溶液中c(Cl^－)___________c(NH₄^＋)。

③室温下pH＝11的氨水与pH＝5的NH₄Cl溶液中，由水电离出的c(H^＋)之比为__________。

(3)二元弱酸H₂A溶液中H₂A、HA^－、A^2－的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示。则H₂A第二级电离平衡常数K_a2＝___________。

Answer

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

【解析】

（1）①多元弱酸分步电离，H2S是一个二元弱酸，Ka1=c(H+)×c(HS-)/c(H2S)；

②酸的电离平衡常数越大，酸性越强，对应的酸根离子的水解能力越弱；

③利用强酸制弱酸；

（2）①a点加入的盐酸体积为氨水体积的1/2，混合液中含有等浓度的NH3·H2O和NH4Cl，结合图象判断出NH3·H2O的电离程度大于NH4+的水解程度；

②由电荷守恒可知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是一元弱碱，对水的电离起到抑制作用，NH4Cl是强酸弱碱盐，促进水的电离；

（3）由图象可知，pH=4.2时，c(HA－)=c(A2－)，Ka2＝c(A2－)×c(H＋)/ c(HA－)= 10-4.2。

（1）①H2S是一个二元弱酸，Ka1=c(H+)×c(HS-)/c(H2S)；

②常温下，K(HF) >Ka2(H2CO3) > Ka2(H2S)，酸越弱，对应的酸根离子的水解能力越强，故物质的量浓度相同的NaF、Na2CO3、Na2S三种溶液，pH(Na2S) >pH(Na2CO3) >pH(NaF)，所以常温下，pH相同的三种溶液NaF、Na2CO3、Na2S，物质的量浓度最小的是Na2S。

③因为Ka1(H2CO3) > Ka1(H2S) >Ka2(H2CO3) > Ka2(H2S)，由强酸制弱酸可知，将过量H2S通入Na2CO3溶液，反应的离子方程式：H2S+ CO32-=HCO3-+HS-。

（2）①a点加入的盐酸体积为氨水体积的1/2，等浓度的两溶液反应后，混合液中含有等浓度的NH3·H2O和NH4Cl，由于NH3·H2O的电离程度大于NH4+的水解程度，则溶液显示碱性，故a点所示的溶液中c(NH3·H2O)