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【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℃)

①寫出H2SKa1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·L1 鹽酸溶液滴定20.00 mL 0.100 mol·L1 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“=”)

a點所示的溶液中c(NH3·H2O)___________c(Cl)。

b點所示的溶液中c(Cl)___________c(NH4)。

③室溫下pH11的氨水與pH5NH4Cl溶液中,由水電離出的c(H)之比為__________

3)二元弱酸H2A溶液中H2A、HAA2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___________

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

【解析】

Ka為弱酸的電離平衡常數,Ka值越大,在相同條件下,酸性越強,即酸性有HFH2CO3H2SHCO3-HS-,多元弱酸電離分步,以第一步為主,同理,多元弱酸鹽水解也分步,以第一步為主,據此解答。

(1)①平衡常數為生成物濃度的冪之積與反應物濃度冪之積的比值,根據H2SO3HSO3- +H+可知Ka的表達式為c(H+c(HS-)/c(H2S);

②相同濃度的NaF、Na2CO3Na2S中,由于酸性HFHCO3-HS-,根據越弱越水解,S2-水解程度最大,產生的OH濃度最大,pH值最大;故pH相同的三種溶液NaFNa2CO3、Na2S,濃度最小的為Na2S,答案為:Na2S;

③將過量H2S通入Na2CO3溶液,根據強酸制弱酸的原理,由于酸性H2CO3H2SHCO3-HS-,所以,即便H2S過量,也只能生成HCO3-HS-,而不能生成CO2,答案為:H2S+ CO32-=HCO3-+HS-;

(1)①用0.100 mol·L1 鹽酸溶液滴定20.00 mL 0.100 mol·L1 的氨水溶液時,在a點消耗鹽酸10.00 mL時,反應后生成的氯化銨和剩余的NH3·H2O的物質的量相等,若只考慮氯化銨電離,c(NH4)和c(Cl)相等,但NH4要水解消耗,apH大于7,呈堿性,以電離為主,產生的NH4多,所以c(Cl)<c(NH4);

b點溶液中存在電荷守恒,c(NH4)+ c(H) =c(Cl) +c(OH),bpH值為7,c(H) = c(OH),故c(NH4) =c(Cl),答案為:=;

pH11的氨水,氨水不能電離出H+,溶液中H+就是水電離出的H+,c(H)為1×10-11, pH5NH4Cl溶液中銨根水解,溶液顯酸性,溶液中水電離出的c(H)為1×10-5,故由水電離出的c(H)之比為1:106;

(3)H2A的二級電離為HAH+A2-,Ka2=c(H+c(A2-)/c(HA-),電離平衡常數是溫度的常數,從圖中取c(A2-)=c(HA-)特殊點,Ka2= c(H+)=10-4.2,故答案為:10-4.2。

練習冊系列答案
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