Question

【題目】常溫時，向0.1moLH2S溶液中通入HCl氣體或加入NaOH固體，測得c(S2－)與溶液pH的關系如圖(忽略溶液體積的變化及H2S的揮發)。已知常溫下，H2S在水中的電離常數Ka1=1.3×10－7，Ka2=7.0×10－15。下列說法錯誤的是

A. 當溶液中c(S2－)=1.4×10－19mol/L時，溶液中由水電離出的H+濃度為1.0×10－13mo/L

B. 0.1mo/LNa2S溶液中離子濃度之間的關系為：c(Na+)>c(HS－)+2c(S2－)

C. 常溫下，0.1 mol/L NaHS溶液的pH<7

D. 當pH=13時，溶液中的c(H2S)+c(HS－)=0.043mo/L

Answer 1

【答案】C

【解析】

A．由圖知當溶液中c(S2－)=1.4×10－19mol/L時，溶液pH=1，即c(H+)=1×10－1mol/L時，則常溫下由水電離的c水(H+)=c水(OH-)=Kw/ c(H+)=1.0×10－13mo/L，故A正確；

B．Na2S溶液中由電荷守恒有c(H+) + c(Na+)=c(HS－) + 2c(S2－) + c(OH-)，溶液為強堿弱酸鹽顯堿性，即c(OH-)>c(H+)，則c(Na+)>c(HS－)+2c(S2－)，故B正確；

C．HS－既會電離也會水解，由Ka1知其水解常數Kb= Kw/ Ka1=7.7×10－8> Ka2，即HS－水解程度大于電離程度，溶液應顯堿性pH>7，故C錯誤；

D．pH=13時，c（S2-）=5.7×10-2mol/L，在0.10molL-1H2S溶液中根據硫守恒c（H2S）+c（HS-）+c（S2-）=0.10molL-1，所以c（H2S）+c（HS-）=0.1-5.7×10-2=0.043mol/L，故D正確。

本題選C。