Question

（1）己知：25℃時，幾種弱酸的電離常數(shù)：

化學式	CH3COOH	H2S	HClO
電離常數(shù)	1.8×10-5	K1：1.3×10-7，K2：7.3×10-15	3.2×10-8

請回答下列問題：
①物質(zhì)的量濃度為0.1mol?L^-1的下列四種物質(zhì)溶液pH由大到小的順序是：

 

（填編號）；
a．Na₂S    bNaClO．c．CH₃COONa     d．NaHS
②某溫度下，體積為10mL pH=2的醋酸溶液和一元酸HX分別加水稀釋至1000mL，稀釋過程pH變化如圖1．則HX的電離常數(shù)

 

醋酸的電離常數(shù)（填“＞”、“=”或“＜”）．
（2）已知：25℃，K_sp（ZnS）=1.6×10^-24，K_sp（CuS）=6.3×10^-36
自然界中溶液滲透到閃鋅礦（ZnS），慢慢轉變?yōu)殂~藍（CuS），試從化學平衡移動原理解釋其原因：

 

（3）室溫下，如圖2a、b，c均為石墨電極，按如圖所示裝置進行實驗，請回答下列問題?
①Zn電極反應式為：

 

，乙池總反應化學方程式為：

 

．
②反應一段時間后，a極析出6.4g Cu，此時乙池中溶液的體積為200mL，則乙池溶液的pH為

 

．若要使乙池溶液恢復到起始濃度，要向溶液中通入適量的

 

．

Answer 1

考點：弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡,原電池和電解池的工作原理,難溶電解質(zhì)的溶解平衡及沉淀轉化的本質(zhì)

專題：

分析：（1）①電離平衡常數(shù)越大，酸性越強，其陰離子的水解程度越小，鹽溶液的pH越�。�
②由圖可知，稀釋相同的倍數(shù)，HX的pH變化程度大，則酸性HX強，電離平衡常數(shù)大；
（2）ZnS存在溶解平衡，根據(jù)沉淀溶解平衡移動分析；
（3）①Zn、C和硫酸銅溶液形成原電池，Zn作負極失電子；乙中為電解NaCl溶液生成氫氧化鈉、氯氣和氫氣；
②根據(jù)電子守恒結合電解原理方程式進行計算即可；根據(jù)溶液中析出的物質(zhì)判斷．

解答： 解：（1）①電離平衡常數(shù)越大，酸性越強，其陰離子的水解程度越小，鹽溶液的pH越小，則溶液pH由大到小的順序是Na₂S＞NaClO＞NaHS＞CH₃COONa，即a＞b＞d＞c；
故答案為：a＞b＞d＞c；
②由圖可知，稀釋相同的倍數(shù)，HX的pH變化程度大，則酸性HX強，電離平衡常數(shù)大，即HX的電離常數(shù)大于醋酸的電離常數(shù)；
故答案為：＞；
（2）在一定條件下，溶解度小的礦物可以轉化為溶解度更小的礦物，ZnS存在溶解平衡：ZnS（s）=S^2-（aq）+Zn²⁺（aq），由于K_SP（CuS）小于K_SP（ZnS），S^2-與Cu²⁺結合生成CuS，促使ZnS的沉淀溶解平衡向右移動；
故答案為：ZnS存在溶解平衡：ZnS（s）=S^2-（aq）+Zn²⁺（aq），由于K_SP（CuS）小于K_SP（ZnS），S^2-與Cu²⁺結合生成CuS，促使ZnS的沉淀溶解平衡向右移動；
（3）①Zn、C和硫酸銅溶液形成原電池，Zn作負極失電子，則Zn上的電極反應為：Zn-2e^-=Zn²⁺；乙中為電解NaCl溶液生成氫氧化鈉、氯氣和氫氣，其電極方程式為：2NaCl+2H₂O

通電  .

2NaOH+H₂↑+Cl₂↑；
故答案為：Zn-2e^-=Zn²⁺；2NaCl+2H₂O

通電  .

2NaOH+H₂↑+Cl₂↑；
②a極析出6.4g Cu，該極上發(fā)生電極反應為：Cu²⁺+2e^-=Cu，則轉移電子是

6.4g

64g/mol

×2=0.2mol，根據(jù)電解反應：2Cl^-+2H₂O

通電  .

2OH^-+H₂↑+Cl₂↑，生成氫氧化鉀是0.2mol，所以氫氧根離子的濃度：

0.2mol

0.2L

=1mol/L，所以pH=14；由于電解生成的氫氣和氯氣不在溶液中，所以若要使乙池溶液恢復到起始濃度，要向溶液中通入適量HCl；
故答案為：14；HCl．

點評：本題考查了電離常數(shù)的應用、鹽的水解、沉淀轉化原理的應用、原電池和電解池原理的應用等，題目涉及的知識點較多，側重于考查學生對基礎知識的綜合應用能力，掌握基礎是關鍵，題目難度中等．