Question

Ⅰ、（1）在25℃条件下将pH=3的醋酸稀释100倍后溶液的pH为

 

．
A．5    B．1    C．1～3之间D．3～5之间
（2）常温下，pH=3的盐酸和pH=11的氨水等体积混合后，混合溶液中c（Cl^-）

 

c（NH₄⁺）（填“＞”、“=”或“＜”）．
（3）常温下，已知某CH₃COONa溶液中的c（Na⁺）=c（CH₃COO^一），则该溶液的pH

 

7（填“＞”、“=”或“＜”）．
Ⅱ、在一体积为10L的密闭容器中，通入一定量的CO和H₂O，在850℃发生如下反应：CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）△H＜0．CO和H₂O浓度变化如图：
（1）0一4min的平均反应速率v（CO）=

 

mol/（L?min）．
（2）850℃时，平衡常数K=

 

．温度从850℃降至800℃时，K将

 

（填“增大”或“减小”或“不变”）．
（3）下列措施中能使n（H₂）/n（CO）增大的是

 

（填选项序号）．
A．降低温度              B．充入He（g），使体系压强增大
C．将CO₂ （g）从体系中分离         D．再充入0.2mol CO和0.3mol H₂．

Answer 1

分析：I．（1）醋酸是弱电解质，加水稀释促进醋酸电离；
（2）pH=3的盐酸中c（H⁺）=10^-3mol/L，pH=11的氨水中c（OH^-）=10^-3mol/L，两种溶液H⁺与OH^-离子浓度相等，但由于氨水为弱电解质，不能完全电离，则氨水浓度大于盐酸浓度，二者等体积混合溶液呈碱性，根据电荷守恒判断；
（3）任何电解质溶液中都存在电荷守恒，根据电荷守恒判断；
II．（1）v=

△c

△t

进行计算；
（2）平衡时，c（H₂O）=0.18mol/L，c（CO）=0.08mol/L，c（H₂）=c（CO₂）=（0.30-0.18）mol/L=0.12mol/L，
K=

c(H2)．c(CO2)

c(CO)．c(H2O)

，降低温度平衡向放热反应方向移动；
（3）要使n（H₂）/n（CO）增大，则平衡向正反应方向移动，可以通过改变物质浓度、降低温度等方法来实现．

解答：解：（1）醋酸是弱电解质，在溶液中部分电离，加水稀释时促进醋酸电离，所以将pH=3的醋酸稀释100倍后溶液中氢离子浓度大于原来的

1

100

，所以pH大于3而小于5，
故选D；
（2）pH=3的盐酸中c（H⁺）=10^-3mol/L，pH=11的氨水中c（OH^-）=10^-3mol/L，两种溶液H⁺与OH^-离子浓度相等，但由于氨水为弱电解质，不能完全电离，则氨水浓度大于盐酸浓度，反应后氨水过量，溶液呈碱性，溶液中c（H⁺）＜c（OH^-），溶液呈电中性，则c（H⁺）+c（NH₄⁺）=c（OH^-）+c（Cl^-），所以c（NH₄⁺）＞c（Cl^-），
故答案为：＜；
（3）溶液中存在电荷守恒，根据电荷守恒得c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（CH₃COO^-），溶液中c（Na⁺）=c（CH₃COO^-），所以c（H⁺）=c（OH^-），故答案为：=；
II．（1）v=

△c

△t

=

(0.20-0.08)mol/L

4min

=0.03 mol/（L．min），
故答案为：0.03；
（2）平衡时，c（H₂O）=0.18mol/L，c（CO）=0.08mol/L，c（H₂）=c（CO₂）=（0.30-0.18）mol/L=0.12mol/L，
K=

c(H2)．c(CO2)

c(CO)．c(H2O)

=

0.12×0.12

0.18×0.08

=1，该反应的正反应是放热反应，降低温度平衡向正反应方向移动，则平衡常数增大，故答案为：1；增大；
（3）A．该反应是放热反应，降低温度平衡向正反应方向移动，则n（H₂）/n（CO）增大，故A正确；
B．充入He（g），使体系压强增大，但反应物的物质的量浓度不变，则平衡不移动，故B错误；
C．将CO₂ （g）从体系中分离，平衡向正反应方向移动，则n（H₂）/n（CO）增大，故C正确；        
D．再充入0.2mol CO和0.3mol H₂，一氧化碳浓度=0.08mol/L+0.02mol/L=0.10mol/L，氢气浓度=0.12mol/L+0.03mol/L=0.15mol/L，浓度商=

0.15×0.12

0.10×0.18

=1=K，平衡不移动，故D错误；
故选AC．

点评：本题考查了弱电解质的电离及化学平衡，明确弱电解质电离特点及影响化学平衡的因素是解本题关键，结合电荷守恒来分析离子浓度大小，根据化学平衡常数K来进行计算，易错题是II（3）D，要根据浓度商与平衡常数大小判断移动方向，难度较大．