Question

（20分）選修四模塊的平衡理論主要包括：化學平衡、電離平衡、水解平衡和溶解平衡四種，且均符合勒夏特列原理。請回答下列問題：
(1) 一定溫度下，在一個固定容積的密閉容器中，可逆反應 A(g) +2B(g) 4C (g)   △H >0 達到平衡時，c(A) ="2" mol·L^-1，c ( B) =" 7" mol·L^-1，c ( C) =" 4" mol·L^-1。試確定B的起始濃度c (B)的取值范圍是             ；若改變條件重新達到平衡后體系中C的質量分數(shù)增大，下列措施可行的是            。
A. 增加C的物質的量        B. 加壓   
C. 升溫                   D.使用催化劑
（2）常溫下，取 pH=2的鹽酸和醋酸溶液各100mL, 向其中分別加入適量的Zn粒，反應過程中兩溶液的pH變化如右圖所示。則圖中表示醋酸溶液中pH變化曲線的是       ( 填“A”或“B”)。 設鹽酸中加入的Zn質量為m₁，醋酸溶液中加入的Zn質量為 m₂。 則
m₁       m₂ ( 選填“<”、“=”、“>”)

(3) 在體積為3L的密閉容器中，CO與H₂在一定條件下反應生成甲醇：CO ( g) + 2H₂( g) → CH₃OH(g)   ΔH= —91kJ·mol^-1。反應達到平衡時，平衡常數(shù)表達式K=                  ，升高溫度，K值           (填“增大”、“減小”或“不變”)。
(4) 難溶電解質在水溶液中也存在溶解平衡。在常溫下，溶液里各離子濃度以它們化學計量數(shù)為方次的乘積是一個常數(shù)，叫溶度積常數(shù)。例如：    Cu(OH)₂(s)Cu²⁺ (aq) + 2OH ^- ( aq)，Ksp =" c" (Cu²⁺ ) c ²(OH ^- ) =" 2×10" ^-20。當溶液中各離子濃度計量數(shù)方次的乘積大于溶度積時，則產(chǎn)生沉淀。若某CuSO₄溶液里c( Cu²⁺) ="0.02" mol·L^-1，如果生成Cu(OH)₂沉淀，應調整溶液pH，使pH大于     ； 要使0.2 mol·L^-1的CuSO₄溶液中Cu²⁺沉淀較為完全 ( 使Cu²⁺濃度降至原來的萬分之一)則應向溶液里加NaOH溶液，使溶液pH等于         。
(5) 常溫下，某純堿(Na₂CO₃) 溶液中滴入酚酞，溶液呈紅色。則該溶液呈     性。在分析該溶液遇酚酞呈紅色原因時，甲同學認為是配制溶液所用的純堿樣品中混有NaOH 所致；乙同學認為是溶液中Na₂CO₃電離出的CO₃^2-水解所致。請你設計一個簡單的實驗方案用來評判甲乙兩位同學的觀點是否正確(包括操作、現(xiàn)象和結論)                      。

Answer 1

1）[3 mol·L^-1_，9 mol·L^-1]   C
（2）B  <
（3）  C(CH₃OH)/ [C( CO)_*C ²(H₂)]      減小
（4）5  7
（5） 堿   向紅色溶液中加入足量BaCl₂溶液，如果溶液還顯紅色說明甲正確，紅色褪色說明乙正確（其他試劑合理也給分）

試題分析：(1) 一定溫度下，在一個固定容積的密閉容器中，可逆反應 A(g) +2B(g) 4C (g)   △H >0 達到平衡時，c(A) ="2" mol·L^-1，c ( B) =" 7" mol·L^-1，c ( C) =" 4" mol·L^-1。
A(g)     +    2B(g)     4C (g)   △H >0
起始濃度     ①x＋2        ① 2x＋7         ① 4—4x
②2—x        ② 7—2x         ② 4x＋4
反應濃度         x             2x               4x
平衡濃度        2 mol·L^-1      7 mol·L^-1         4 mol·L^-1 
①是從正向建立的平衡 所以4—4x≥0 所以x≤1 B的起始濃度c (B)＝2x＋7≤9
②是從逆向建立的平衡 所以2—x≥0  所以x≤2 B的起始濃度c (B)＝7—2x≥3
由此確定B的起始濃度c (B)的取值范圍是[3 mol·L^-1_，9 mol·L^-1]；若改變條件重新達到平衡后體系中C的質量分數(shù)增大，平衡一定要向正向移動，所以可行的措施是升溫；常溫下，取 pH=2的鹽酸和醋酸溶液各100mL, 向其中分別加入適量的Zn粒，反應過程中兩溶液的pH變化如右圖所示。則圖中表示醋酸溶液中pH變化曲線的是B,因為醋酸是弱酸，隨著反應的進行，醋酸又會電離出氫離子，所以氫離子的變化不是很大，所以PH變化較緩慢。 設鹽酸中加入的Zn質量為m₁，醋酸溶液中加入的Zn質量為 m₂。 因為隨著反應進行，PH最終都是4說明酸都過量，而醋酸在反應過程中始終在電離氫離子，所以醋酸消耗的鋅更多，所以m₁<m₂； 在體積為3L的密閉容器中，CO與H₂在一定條件下反應生成甲醇：CO ( g) + 2H₂( g) → CH₃OH(g)   ΔH= —91kJ·mol^-1。反應達到平衡時，平衡常數(shù)表達式K=C(CH₃OH)/ [C( CO)_*C ²(H₂)]，升高溫度，平衡向逆向移動，所以K值減��； 難溶電解質在水溶液中也存在溶解平衡。在常溫下，溶液里各離子濃度以它們化學計量數(shù)為方次的乘積是一個常數(shù)，叫溶度積常數(shù)。例如：  Cu(OH)₂(s)Cu²⁺ (aq) + 2OH ^- ( aq)，Ksp =" c" (Cu²⁺ ) c ²(OH ^- ) =" 2×10" ^-20。當溶液中各離子濃度計量數(shù)方次的乘積大于溶度積時，則產(chǎn)生沉淀。若某CuSO₄溶液里c( Cu²⁺) ="0.02" mol·L^-1，如果生成Cu(OH)₂沉淀，應調整溶液pH，使c (Cu²⁺ ) c ²(OH ^- ) ≥ 2×10 ^-20 已知c( Cu²⁺) ="0.02" mol·L^-1所以c ²(OH ^- ) ≥1×10 ^-18
所以c (OH ^- ) ≥1×10 ^-9 所以使pH大于5；
要使0.2 mol·L^-1的CuSO₄溶液中Cu²⁺沉淀較為完全 ( 使Cu²⁺濃度降至原來的萬分之一)則應向溶液里加NaOH溶液，同理可知要使溶液pH等于7；常溫下，某純堿(Na₂CO₃) 溶液中滴入酚酞，溶液呈紅色。則該溶液呈堿性。在分析該溶液遇酚酞呈紅色原因時，甲同學認為是配制溶液所用的純堿樣品中混有NaOH 所致；乙同學認為是溶液中Na₂CO₃電離出的CO₃^2-水解所致。用此方法即可：向紅色溶液中加入足量BaCl₂溶液，如果溶液還顯紅色說明甲正確，紅色褪色說明乙正確。
點評：此題的計算關系比較多，關鍵是把握每一類的特點：
化學平衡的建立是以可逆反應為前提的�？赡娣磻�是指在同一條件下既能正向進行又能逆向進行的反應。絕大多數(shù)化學反應都具有可逆性，都可在不同程度上達到平衡。化學平衡則是指在宏觀條件一定的可逆反應中，化學反應正逆反應速率相等，反應物和生成物各組分濃度不再改變的狀態(tài)�？捎忙�rGm=ΣνΑμΑ=0判斷，μA是反應中A物質的化學勢。根據(jù)吉布斯自由能判據(jù)，當ΔrGm=0時，反應達最大限度，處于平衡狀態(tài)。根據(jù)勒夏特列原理，如一個已達平衡的系統(tǒng)被改變，該系統(tǒng)會隨之改變來抗衡該改變。
要注意的是電離平衡常數(shù)只用于弱電解質的計算。強電解質不適用。
弱電解質A_XB_Y水溶液中達到電離平衡時：
AxByXA⁺ +Y B^-
則，K（電離）=[A⁺]_X·[B^-]_Y/[AxBy]
式中[A⁺]、[B^-]、[AB]分別表示A⁺、B^-和AB在電離平衡時的物質的量濃度�！続⁺】X 表示A離子濃度的X次方，[B^-]Y同理.
鹽的水解反應：凡是組成鹽的離子與水作用產(chǎn)生弱酸或弱堿，并改變?nèi)芤核岫鹊姆磻�都叫做鹽的水解反應
弱堿陽離子水解使溶液顯酸性（氯化銨)
強堿陽離子，強酸酸根離子不水解（氯化鈉）
弱酸酸根離子水解使溶液顯堿性（碳酸鈉）
鹽水解產(chǎn)生酸或堿的速率與酸或堿電離的速率相等時即達到水解平衡。
該鹽的酸性或者堿性越弱，越容易水解，而且水解的程度越大。
強酸弱堿鹽顯酸性，強堿弱酸鹽顯堿性，強酸強堿鹽顯中性。
滿足三大守恒：
電荷守恒、物料守恒、質子守恒，其中質子守恒由電荷守恒和物料守恒聯(lián)立方程式得出。
溶解平衡的特點是動態(tài)平衡 即溶解速率等于結晶速率 且不等于零
因此達到平衡時 溶質的質量一定不變 但形狀可以改變 并且一定是飽和溶液
任何物質的溶解都伴隨著相應的結晶過程。
物質最終是溶解還是結晶則是由V（溶解）與V（結晶）決定的：
當V溶解>V結晶：溶質溶解  形成不飽和溶液
當V溶解=V結晶：溶質不變  形成飽和溶液 “溶解平衡”
當V溶解<V結晶：溶質析出  形成飽和溶液
溶解平衡：V溶解=V結晶
①溶解和結晶還在不斷進行，但兩者速率相同，宏觀上表現(xiàn)為不再溶解，達到飽和狀態(tài)。
②溶解平衡是一種動態(tài)平衡.
③蒸發(fā)溶劑或改變溫度,使V溶解≠V結晶,溶解平衡狀態(tài)被破壞,宏觀上溶液不再是飽和狀態(tài),會繼續(xù)溶解溶質或析出溶質,直到重新建立新的溶解平衡.