Question

化学学科中的平衡理论主要包括：化学平衡、电离平衡、水解平衡和溶解平衡四种，且均符合勒夏特列原理．请回答下列问题：
（1）常温下，取pH=2的盐酸和醋酸溶液各100mL，向其中分别加入适量的Zn粒，反应过程中两溶液的pH变化如图1所示．则图中表示醋酸溶液中pH变化曲线的是

 

 （填“A”或“B”）．

（2）在体积为3L的密闭容器中，CO与H₂在一定条件下反应生成甲醇：
CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）．该反应的平衡常数表达式K=

 

，升高温度，K值

 

（填“增大”“减小”或“不变”）．如图2，在500℃，从反应开始到平衡，氢气的平均反应速率v（H₂）=

 

（用含n_A或n_B的分式表示）．
（3）某温度下Mg（OH）₂的K_sp=2×10^-11．某MgSO₄溶液里c（Mg²⁺）=0.002mol?L^-1，如果生成Mg（OH）₂沉淀，应调整溶液pH，使之大于

 

；该温度下，往0.0001mol?L^-1 MgSO₄溶液中加入等体积的0.10mol?L^-1的氨水（该温度下电离度α（NH₃?H₂O）=1.0%），试计算判断混合液中

 

（填“有”或“无”）Mg（OH）₂沉淀生成．
（4）常温下，某纯碱（Na₂CO₃）溶液中滴入酚酞，溶液呈红色，则该溶液呈

 

性．请设计一个简单的实验，证明酚酞溶液呈红色是因溶液中存在的CO₃^2-发生水解所致（包括操作、现象和结论）

 

．

Answer 1

考点：物质的量或浓度随时间的变化曲线,盐类水解的应用,难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质

专题：化学平衡专题

分析：（1）从醋酸是弱电解质的角度分析，醋酸与Zn反应同时，电离出H⁺，pH变化较缓慢；
（2）依据化学反应平衡常数概念结合化学方程式书写表达式，用生成物平衡浓度幂次方乘积除以反应物平衡浓度幂次方乘积，平衡常数随温度变化，图象分析先拐先平，温度高，结合甲醇物质的量变化判断反应是放热反应，升温平衡逆向进行，平衡常数减小；依据图象分析甲醇物质的量变化得到浓度变化，依据速率概念计算V（CH₃OH），结合反应速率之比等于化学方程式计量数之比得到氢气的反应速率；
（3）根据c（OH^-）=

Ksp c(Mg2+)

计算氢氧根离子浓度，从而确定溶液的pH，根据混合溶液中氢氧根离子浓度的平方与镁离子浓度的积与k_sp比较，可判断；
（4）酚酞遇碱变红色，可知纯碱溶液呈碱性；向红色溶液中加入足量BaCl₂溶液（或加热碳酸钠溶液），根据颜色的变化分析．

解答： 解：（1）由于醋酸是弱电解质，与Zn反应同时，电离出H⁺，所以pH变化较缓慢，所以B曲线是醋酸溶液的pH变化曲线，故答案为：B；
（2）CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g），反应达到平衡时，平衡常数表达式K=

c(CH3OH)

c(CO)c2(H2)

；图象分析可知先拐先平温度高，T₂＞T₁，温度越高甲醇物质的量越小，说明升温平衡逆向进行，逆向是吸热反应，正反应是放热反应，升温平衡逆向进行，平衡常数减小；
在图象中，T₂时，从反应开始到平衡甲醇生成物质的量n_B，V（H₂）=2V（CH₃OH）=2×

nBmol 3L

tBmin

=

2nB

3tB

mol/（L?min）；
故答案为：

c(CH3OH)

c(CO)c2(H2)

；减小；

2nB

3tB

mol/（L?min）；
（3）0.002mol?L^-1MgSO₄溶液中c（Mg²⁺）=0.0002mol/L，沉淀平衡时c（OH^-）=

Ksp c(Mg2+)

=

2×10-11 0.002

mol/L=10^-4 mol/L，则c（H⁺）=10^-10 mol/L，所以溶液的pH=-lgc（H⁺）=10，故应调整溶液pH大于10，往0.0001mol?L^-1 MgSO₄溶液中加入等体积的0.10mol?L^-1的氨水，镁离子的浓度为5×10^-5mol?L^-1，氢氧根的浓度为0.05×1%=5×10^-4mol?L^-1，c（Mg²⁺）?c²（OH^-）=2.5×10^-8＜K_sp=2×10^-11，无沉淀产生，故答案为：10；无；
（4）酚酞遇碱变红色，该溶液呈红色说明是碱性溶液，要验证该溶液遇酚酞呈红色原因，可用以下方法，
方法一：向红色溶液中加入足量BaCl₂溶液，如果红色褪去，则说明是CO₃^2-发生水解所致；
方法二：加热，如果红色加深，则说明是CO₃^2-发生水解所致，
故答案为：碱；向红色溶液中加入足量BaCl₂溶液，如果红色褪去，则说明是CO₃^2-水解所致．

点评：本题考查了弱电解质的电离、化学平衡常数、化学反应速率概念的理解应用、溶度积有关计算、盐类水解等知识点，是高考的热点，应熟练掌握，难度中等．