Question

硫化物通常有“廢物”之稱．硫化物據(jù)其溶解性可以分三類：①易溶于水的有 K₂S、Na₂S、（NH₄）₂S 等； ②易溶于非氧化性強(qiáng)酸、不溶于水的有 FeS、ZnS； ③大部分的硫化物既不溶于水也不溶于非氧化性強(qiáng)酸，如 HgS、Ag₂S、CuS、Cu₂S．其中，Ag₂S、CuS、Cu₂S 能溶于硝酸發(fā)生氧化還原反應(yīng)，而 HgS只能溶于王水（硝酸與鹽酸的混合液）．氫硫酸溶液中存在下列平衡：
H₂S?H ⁺+HS^-，HS^-?H ⁺+S^2-．
（1）K₂S溶液顯

 

性，原因

 

（用離子方程式表示），K₂S溶液中離子濃度由大到小順序

 

；
（2）推測(cè)將硫化氫通入硫酸銅溶液中生成硫酸的原因是

 

；
（3）在氫硫酸溶液中改變下列條件，使溶液中．c（OH^-）、c（S^2-）都增大的是

 

      A．加入少量的漂白粉                   B．通入氨氣
      C．加入少量過氧化鈉粉末          　　  D．加入少量硝酸銀溶液
（4）已知在常溫下 FeS 的Ksp=6.25×10^-18，H₂S飽和溶液中c（H⁺）與c S^2-）之間存在如下關(guān)系：c²（H⁺）?（S^2-）=1.0×10^-22．在該溫度下，將適量FeS 入硫化氫飽和溶液中，欲使溶液中（Fe²⁺）為 lmol/L，應(yīng)調(diào)節(jié)溶液的c（H^十）為

 

．

Answer 1

考點(diǎn)：鹽類水解的原理,弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡,難溶電解質(zhì)的溶解平衡及沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì),離子濃度大小的比較

專題：電離平衡與溶液的pH專題,鹽類的水解專題

分析：（1）硫化鉀為強(qiáng)堿弱酸鹽，硫離子水解而使其溶液呈堿性；硫離子水解分兩步進(jìn)行，第一步水解程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步，但水解程度都較��；
（2）硫化氫通入硫酸銅溶液中會(huì)發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)；
（3）H₂S溶液中存在H₂S?HS^-+H⁺，HS^-?S^2-+H⁺，采取措施使c（OH^-）、c（S^2-）都增大，根據(jù)平衡移動(dòng)的影響因素來回答，以此解答該題；
（4）根據(jù)硫化亞鐵的溶度積常數(shù)和亞鐵離子濃度計(jì)算硫離子濃度，再根據(jù)氫硫酸的電離平衡常數(shù)計(jì)算氫離子濃度，最后利用pH計(jì)算公式計(jì)算溶液的pH．

解答： 解：（1）硫化鉀為強(qiáng)堿弱酸鹽，硫離子水解而使其溶液呈堿性，其水解離子方程式為S^2-+H₂O?HS^-+OH^-、HS^-+H₂O?H₂S^-+OH^-；硫離子水解分兩步進(jìn)行，第一步水解程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步，但水解程度都較小，硫氫根離子和硫離子水解都生成氫氧根離子，只有硫離子水解生成硫氫根離子，溶液呈堿性，則溶液中離子濃度 大小順序是C（K⁺）＞C（S^2-）＞C（OH^-）＞C（HS^-）＞C（H⁺），
故答案為：堿；S^2-+H₂O?HS^-+OH^-、HS^-+H₂O?H₂S^-+OH^-；C（K⁺）＞C（S^2-）＞C（OH^-）＞C（HS^-）＞C（H⁺）；
（2）硫化氫通入硫酸銅溶液中會(huì)發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)：H₂S+CuSO₄=CuS↓+H₂SO₄，故答案為：H₂S+CuSO₄=CuS↓+H₂SO₄；
（3）H₂S溶液中存在H₂S?HS^-+H⁺，HS^-?S^2-+H⁺，
A．加入少量的漂白粉，屬于堿性物質(zhì)，則平衡右移，c（OH^-）、c（S^2-）都增大，故A正確；
B．通入氨氣，則平衡右移，c（OH^-）、c（S^2-）都增大，故B正確；
C．加入少量過氧化鈉粉末，能將硫離子氧化，硫離子濃度減小，故C錯(cuò)誤；
D．加入少量硝酸銀溶液，會(huì)消耗硫離子，硫離子濃度減小，故D錯(cuò)誤．
故選AB；
（4）溶液中c（S^2-）=

Ksp

c(Fe2+)

=6.25×10^-18mol/L，c²（H⁺）?c（S^2-）=1.0×10^-22，則c（H⁺）=

1×10-22 6.25×10-18

mol/L=4×10^-3mol/L，pH=-lg4×10^-3=2.4，
故答案為：2.4．

點(diǎn)評(píng)：本題考查了離子濃度大小的比較、溶度積程度的有關(guān)計(jì)算，根據(jù)鹽的性質(zhì)結(jié)合鹽類水解來確定離子濃度大小，根據(jù)溶度積常數(shù)及弱酸的電離平衡常數(shù)計(jì)算溶液的pH，題目難度中等．