Question

（1）將0.03mol Cl₂緩緩通入含0.02mol H₂SO₃和0.02mol HBr的混合溶液中，在此過程溶液的c（H⁺）與Cl₂用量的關系示意圖是（溶液的體積視為不變）

 

．

（2）已知以下三個數據：7.2×10^-4、4.6×10^-4、4.9×10^-10分別是三種酸的電離平衡常數，若已知這些酸可發(fā)生如下反應：①NaCN+HNO₂═HCN+NaNO₂，②NaCN+HF═HCN+NaF，③NaNO₂+HF═HNO₂+NaF．由此可判斷下列敘述中正確的是

 

．
A．HF的電離平衡常數為4.6×10^-4
B．HNO₂的電離平衡常數為4.9×10^-10
C．根據①③兩個反應即可知三種酸的相對強弱
D．HNO₂的電離平衡常數比HCN大，比HF小
（3）在100℃時，將0.200mol的N₂O₄氣體充入2L抽空的密閉容器中，每隔一定時間對該容器內各物質的物質的量濃度（mol/L）進行分析，得到如下表格：

時間/s	0	20	40	60	80	100
c（N2O4）	0.100	c1	0.050	c3	a	b
c（NO2）	0.000	0.060	c2	0.120	0.120	0.120

試填空：
①該反應的化學方程式為：

 

．
達到平衡時N₂O₄的轉化率為

 

，該反應的平衡常數為

 

．
②70s時N₂O₄的濃度c=

 

mol?L^-1，在20～40s時間段內，N₂O₄的平均反應速率為

 

mol?L^-1?s^-1．
③若在相同情況下最初向容器中充入的是二氧化氮氣體，要達到上述同樣的平衡狀態(tài)，二氧化氮的初始濃度為

 

mol?L^-1．
（4）已知25℃時，等物質的量濃度的CH₃COOH、NH₃?H₂O的電離程度相同．25℃時，0.1mol/L醋酸溶液的pH約為3，向其中加入醋酸鈉晶體，待晶體溶解后發(fā)現溶液的pH增大．對上述現象有兩種不同的解釋：甲同學認為醋酸鈉水解呈堿性，增大了c（OH^-），因而溶液的pH增大；乙同學認為醋酸鈉溶于水電離出大量的醋酸根離子，抑制醋酸分子的電離，使c（H⁺）減小，因此溶液的pH增大．
①為了驗證上述哪種解釋正確，繼續(xù)做如下實驗：向0.1mol/L的醋酸溶液中最好加入少量

 

（填編號），然后測定溶液的pH．
A．CH₃COOK    B．CH₃COONH₄    C．NH₃    D．NaHCO₃
②若

 

（填“甲”或“乙”）的解釋正確，溶液的pH應

 

（填“增大”、“減小”或“不變”）．

Answer 1

考點：化學平衡常數的含義,化學平衡的計算,弱電解質在水溶液中的電離平衡

專題：化學平衡專題,電離平衡與溶液的pH專題

分析：（1）Cl₂能氧化HBr，Br₂能氧化H₂SO₃，氯氣首先氧化H₂SO₃為H₂SO₄，H₂SO₃反應完畢，然后再氧化Br^-，由于Br^-全部轉變Br₂，所以HBr和H₂SO₃都完全被氧化；
（2）相同溫度下弱電解質的電離平衡常數作為比較弱電解質相對強弱的依據之一；化學反應中，可利用強酸制弱酸，根據三個方程式，可知HF、HNO₂、HCN，酸性依次減弱，酸性越強，電離平衡常數越大，據此可將電離平衡常數數值與酸對應；
（3）①由表可知，60s時反應達平衡，利用三段式計算各組分的濃度變化量、平衡濃度，轉化率=濃度變化量÷起始濃度，據此計算四氧化二氮的轉化率，平衡常數為產物濃度系數次冪的乘積與反應物濃度系數次冪的乘積的比值；
②70s時處于平衡狀態(tài)，根據①計算可知70s時N₂O₄的濃度；分別計算出20s和40s時N₂O₄的濃度，再根據v=

△c

△t

計算v（N₂O₄）；
③恒溫恒容條件下，且反應前后氣體的物質的量發(fā)生變化，起始向容器中充入的是二氧化氮氣體，要達到相同的平衡狀態(tài)，按化學計量數轉化到N₂O₄一邊，滿足N₂O₄的濃度為0.1mol/L；
（4）①根據兩種觀點的差異分析，加入的物質顯中性，且能抑制醋酸電離；
②若乙觀點正確，加入CH₃COONH₄后，抑制醋酸電離，氫離子濃度降低，pH值增大．

解答： 解：（1）Cl₂能氧化HBr，Br₂能氧化H₂SO₃，氯氣首先氧化H₂SO₃為H₂SO₄：
        Cl₂ +H₂SO₃ +H₂O=H₂SO₄ +2HCl
    0.02mol   0.02mol      0.02mol  0.04mol 
H₂SO₃為弱酸，生成兩種強酸：H₂SO₄和HCl，c（H⁺）增大，H₂SO₃反應完畢，消耗 Cl₂0.02mol，Cl₂過量0.01mol，然后再氧化Br^-，
     Cl₂+2HBr=Br₂+2HCl
    0.01mol  0.02mol  
HBr全部轉變?yōu)镠Cl，c（H⁺）不變，
故選：A；
（2）化學反應中，可利用強酸制弱酸，根據三個方程式，可知HF、HNO₂、HCN，酸性依次減弱，酸性越強，電離平衡常數越大；
A．HF酸性最強，電離常數最大，為7.2×10^-4，故A錯誤；
B．HNO₂的酸性中等，電離常數為中間數，為4.6×10^-4，故B錯誤；
C．反應①說明HNO₂＞HCN，反應③說明HF＞HNO₂，可知三種酸的相對強弱，故C正確；
D．HF、HNO₂、HCN，酸性依次減弱，所以HNO₂的電離平衡常數比HCN大，比HF小，故D正確；
故答案選：C、D；
（3）①反應的化學方程式為：N₂O₄?2NO₂，
由表可知，60s時反應達平衡，平衡時c（NO₂）=0.120mol/L，N₂O₄的起始度為0.1mol/L，則：
              N₂O₄（g）?2NO₂（g）
起始（mol/L）：0.1         0  
變化（mol/L）：0.06        0.12
平衡（mol/L）：0.04        0.12
所以平衡時N₂O₄的轉化率=

0.06mol/L

0.1mol/L

×100%=60%，平衡常數K=

c2(NO2)

c(N2O4)

=

0.122

0.04

=0.36，
故答案為：N₂O₄?2NO₂；60%；0.36；
②70s時處于平衡狀態(tài)，根據①計算可知c=0.04；由表中數據可知，20s時c（NO₂ ）=0.060mol/L，c（ N₂O₄ ）=0.100mol/L-

1

2

×0.06mol/L=0.070mol/L，40s時c（ N₂O₄ ）=0.050mol/L，v（ N₂O₄ ）=

0.070mol/L-0.050mol/L

40s-20s

=0.001mol?L^-1?s^-1，故答案為：0.04；0.001；
③恒溫恒容條件下，且反應前后氣體的物質的量發(fā)生變化，起始向容器中充入的是二氧化氮氣體，要達到相同的平衡狀態(tài)，按化學計量數轉化到N₂O₄一邊，滿足N₂O₄的濃度為0.1mol/L，由N₂O₄（g）?2 NO₂（g）可知，二氧化氮的初始濃度=2×0.1mol/L=0.2mol/L，故答案為：0.2；
（4）①加入的物質顯中性，且能抑制醋酸電離，由于等物質的量濃度的CH₃COOH、NH₃?H₂O的電離程度相同，所以醋酸根離子和銨根離子水解程度相同，呈中性，應加入CH₃COONH₄，故選B；
②若乙觀點正確，加入CH₃COONH₄后，抑制醋酸電離，氫離子濃度降低，pH值增大，故答案為：乙；增大．

點評：本題考查化學反應速率、化學平衡常數、化學平衡的有關計算、等效平衡等，難度中等，注意基礎知識的積累掌握．