Question

【题目】常温时，向0.1moLH2S溶液中通入HCl气体或加入NaOH固体，测得c(S2－)与溶液pH的关系如图(忽略溶液体积的变化及H2S的挥发)。已知常温下，H2S在水中的电离常数Ka1=1.3×10－7，Ka2=7.0×10－15。下列说法错误的是

A. 当溶液中c(S2－)=1.4×10－19mol/L时，溶液中由水电离出的H+浓度为1.0×10－13mo/L

B. 0.1mo/LNa2S溶液中离子浓度之间的关系为：c(Na+)>c(HS－)+2c(S2－)

C. 常温下，0.1 mol/L NaHS溶液的pH<7

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

Answer 1

【答案】C

【解析】

A．由图知当溶液中c(S2－)=1.4×10－19mol/L时，溶液pH=1，即c(H+)=1×10－1mol/L时，则常温下由水电离的c水(H+)=c水(OH-)=Kw/ c(H+)=1.0×10－13mo/L，故A正确；

B．Na2S溶液中由电荷守恒有c(H+) + c(Na+)=c(HS－) + 2c(S2－) + c(OH-)，溶液为强碱弱酸盐显碱性，即c(OH-)>c(H+)，则c(Na+)>c(HS－)+2c(S2－)，故B正确；

C．HS－既会电离也会水解，由Ka1知其水解常数Kb= Kw/ Ka1=7.7×10－8> Ka2，即HS－水解程度大于电离程度，溶液应显碱性pH>7，故C错误；

D．pH=13时，c（S2-）=5.7×10-2mol/L，在0.10molL-1H2S溶液中根据硫守恒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正确。

本题选C。