Question

（1）將0.03mol Cl₂緩緩?fù)ㄈ牒?.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(guān)系示意圖是（溶液的體積視為不變）

 

．

（2）已知以下三個(gè)數(shù)據(jù)：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(shù)，若已知這些酸可發(fā)生如下反應(yīng)：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(shù)為4.6×10^-4
B．HNO₂的電離平衡常數(shù)為4.9×10^-10
C．根據(jù)①③兩個(gè)反應(yīng)即可知三種酸的相對(duì)強(qiáng)弱
D．HNO₂的電離平衡常數(shù)比HCN大，比HF小
（3）在100℃時(shí)，將0.200mol的N₂O₄氣體充入2L抽空的密閉容器中，每隔一定時(shí)間對(duì)該容器內(nèi)各物質(zhì)的物質(zhì)的量濃度（mol/L）進(jìn)行分析，得到如下表格：

時(shí)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(yīng)的化學(xué)方程式為：

 

．
達(dá)到平衡時(shí)N₂O₄的轉(zhuǎn)化率為

 

，該反應(yīng)的平衡常數(shù)為

 

．
②70s時(shí)N₂O₄的濃度c=

 

mol?L^-1，在20～40s時(shí)間段內(nèi)，N₂O₄的平均反應(yīng)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?dú)怏w，要達(dá)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(shí)，等物質(zhì)的量濃度的CH₃COOH、NH₃?H₂O的電離程度相同．25℃時(shí)，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(xiàn)溶液的pH增大．對(duì)上述現(xiàn)象有兩種不同的解釋：甲同學(xué)認(rèn)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(xué)認(rèn)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(yàn)證上述哪種解釋正確，繼續(xù)做如下實(shí)驗(yàn)：向0.1mol/L的醋酸溶液中最好加入少量

 

（填編號(hào)），然后測(cè)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(yīng)

 

（填“增大”、“減小”或“不變”）．

Answer 1

考點(diǎn)：化學(xué)平衡常數(shù)的含義,化學(xué)平衡的計(jì)算,弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡

專題：化學(xué)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(yīng)完畢，然后再氧化Br^-，由于Br^-全部轉(zhuǎn)變Br₂，所以HBr和H₂SO₃都完全被氧化；
（2）相同溫度下弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)作為比較弱電解質(zhì)相對(duì)強(qiáng)弱的依據(jù)之一；化學(xué)反應(yīng)中，可利用強(qiáng)酸制弱酸，根據(jù)三個(gè)方程式，可知HF、HNO₂、HCN，酸性依次減弱，酸性越強(qiáng)，電離平衡常數(shù)越大，據(jù)此可將電離平衡常數(shù)數(shù)值與酸對(duì)應(yīng)；
（3）①由表可知，60s時(shí)反應(yīng)達(dá)平衡，利用三段式計(jì)算各組分的濃度變化量、平衡濃度，轉(zhuǎn)化率=濃度變化量÷起始濃度，據(jù)此計(jì)算四氧化二氮的轉(zhuǎn)化率，平衡常數(shù)為產(chǎn)物濃度系數(shù)次冪的乘積與反應(yīng)物濃度系數(shù)次冪的乘積的比值；
②70s時(shí)處于平衡狀態(tài)，根據(jù)①計(jì)算可知70s時(shí)N₂O₄的濃度；分別計(jì)算出20s和40s時(shí)N₂O₄的濃度，再根據(jù)v=

△c

△t

計(jì)算v（N₂O₄）；
③恒溫恒容條件下，且反應(yīng)前后氣體的物質(zhì)的量發(fā)生變化，起始向容器中充入的是二氧化氮?dú)怏w，要達(dá)到相同的平衡狀態(tài)，按化學(xué)計(jì)量數(shù)轉(zhuǎn)化到N₂O₄一邊，滿足N₂O₄的濃度為0.1mol/L；
（4）①根據(jù)兩種觀點(diǎn)的差異分析，加入的物質(zhì)顯中性，且能抑制醋酸電離；
②若乙觀點(diǎn)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(qiáng)酸：H₂SO₄和HCl，c（H⁺）增大，H₂SO₃反應(yīng)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(zhuǎn)變?yōu)镠Cl，c（H⁺）不變，
故選：A；
（2）化學(xué)反應(yīng)中，可利用強(qiáng)酸制弱酸，根據(jù)三個(gè)方程式，可知HF、HNO₂、HCN，酸性依次減弱，酸性越強(qiáng)，電離平衡常數(shù)越大；
A．HF酸性最強(qiáng)，電離常數(shù)最大，為7.2×10^-4，故A錯(cuò)誤；
B．HNO₂的酸性中等，電離常數(shù)為中間數(shù)，為4.6×10^-4，故B錯(cuò)誤；
C．反應(yīng)①說明HNO₂＞HCN，反應(yīng)③說明HF＞HNO₂，可知三種酸的相對(duì)強(qiáng)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(shù)比HCN大，比HF小，故D正確；
故答案選：C、D；
（3）①反應(yīng)的化學(xué)方程式為：N₂O₄?2NO₂，
由表可知，60s時(shí)反應(yīng)達(dá)平衡，平衡時(shí)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(shí)N₂O₄的轉(zhuǎn)化率=

0.06mol/L

0.1mol/L

×100%=60%，平衡常數(shù)K=

c2(NO2)

c(N2O4)

=

0.122

0.04

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

1

2

×0.06mol/L=0.070mol/L，40s時(shí)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(yīng)前后氣體的物質(zhì)的量發(fā)生變化，起始向容器中充入的是二氧化氮?dú)怏w，要達(dá)到相同的平衡狀態(tài)，按化學(xué)計(jì)量數(shù)轉(zhuǎn)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(zhì)顯中性，且能抑制醋酸電離，由于等物質(zhì)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(yīng)加入CH₃COONH₄，故選B；
②若乙觀點(diǎn)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(diǎn)評(píng)：本題考查化學(xué)反應(yīng)速率、化學(xué)平衡常數(shù)、化學(xué)平衡的有關(guān)計(jì)算、等效平衡等，難度中等，注意基礎(chǔ)知識(shí)的積累掌握．