Question

（1）将0.03mol Cl₂缓缓通入含0.02mol H₂SO₃和0.02mol HBr的混合溶液中，在此过程溶液的c（H⁺）与Cl₂用量的关系示意图是（溶液的体积视为不变）

 

．

（2）已知以下三个数据：7.2×10^-4、4.6×10^-4、4.9×10^-10分别是三种酸的电离平衡常数，若已知这些酸可发生如下反应：①NaCN+HNO₂═HCN+NaNO₂，②NaCN+HF═HCN+NaF，③NaNO₂+HF═HNO₂+NaF．由此可判断下列叙述中正确的是

 

．
A．HF的电离平衡常数为4.6×10^-4
B．HNO₂的电离平衡常数为4.9×10^-10
C．根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱
D．HNO₂的电离平衡常数比HCN大，比HF小
（3）在100℃时，将0.200mol的N₂O₄气体充入2L抽空的密闭容器中，每隔一定时间对该容器内各物质的物质的量浓度（mol/L）进行分析，得到如下表格：

时间/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

试填空：
①该反应的化学方程式为：

 

．
达到平衡时N₂O₄的转化率为

 

，该反应的平衡常数为

 

．
②70s时N₂O₄的浓度c=

 

mol?L^-1，在20～40s时间段内，N₂O₄的平均反应速率为

 

mol?L^-1?s^-1．
③若在相同情况下最初向容器中充入的是二氧化氮气体，要达到上述同样的平衡状态，二氧化氮的初始浓度为

 

mol?L^-1．
（4）已知25℃时，等物质的量浓度的CH₃COOH、NH₃?H₂O的电离程度相同．25℃时，0.1mol/L醋酸溶液的pH约为3，向其中加入醋酸钠晶体，待晶体溶解后发现溶液的pH增大．对上述现象有两种不同的解释：甲同学认为醋酸钠水解呈碱性，增大了c（OH^-），因而溶液的pH增大；乙同学认为醋酸钠溶于水电离出大量的醋酸根离子，抑制醋酸分子的电离，使c（H⁺）减小，因此溶液的pH增大．
①为了验证上述哪种解释正确，继续做如下实验：向0.1mol/L的醋酸溶液中最好加入少量

 

（填编号），然后测定溶液的pH．
A．CH₃COOK    B．CH₃COONH₄    C．NH₃    D．NaHCO₃
②若

 

（填“甲”或“乙”）的解释正确，溶液的pH应

 

（填“增大”、“减小”或“不变”）．

Answer 1

考点：化学平衡常数的含义,化学平衡的计算,弱电解质在水溶液中的电离平衡

专题：化学平衡专题,电离平衡与溶液的pH专题

分析：（1）Cl₂能氧化HBr，Br₂能氧化H₂SO₃，氯气首先氧化H₂SO₃为H₂SO₄，H₂SO₃反应完毕，然后再氧化Br^-，由于Br^-全部转变Br₂，所以HBr和H₂SO₃都完全被氧化；
（2）相同温度下弱电解质的电离平衡常数作为比较弱电解质相对强弱的依据之一；化学反应中，可利用强酸制弱酸，根据三个方程式，可知HF、HNO₂、HCN，酸性依次减弱，酸性越强，电离平衡常数越大，据此可将电离平衡常数数值与酸对应；
（3）①由表可知，60s时反应达平衡，利用三段式计算各组分的浓度变化量、平衡浓度，转化率=浓度变化量÷起始浓度，据此计算四氧化二氮的转化率，平衡常数为产物浓度系数次幂的乘积与反应物浓度系数次幂的乘积的比值；
②70s时处于平衡状态，根据①计算可知70s时N₂O₄的浓度；分别计算出20s和40s时N₂O₄的浓度，再根据v=

△c

△t

计算v（N₂O₄）；
③恒温恒容条件下，且反应前后气体的物质的量发生变化，起始向容器中充入的是二氧化氮气体，要达到相同的平衡状态，按化学计量数转化到N₂O₄一边，满足N₂O₄的浓度为0.1mol/L；
（4）①根据两种观点的差异分析，加入的物质显中性，且能抑制醋酸电离；
②若乙观点正确，加入CH₃COONH₄后，抑制醋酸电离，氢离子浓度降低，pH值增大．

解答： 解：（1）Cl₂能氧化HBr，Br₂能氧化H₂SO₃，氯气首先氧化H₂SO₃为H₂SO₄：
        Cl₂ +H₂SO₃ +H₂O=H₂SO₄ +2HCl
    0.02mol   0.02mol      0.02mol  0.04mol 
H₂SO₃为弱酸，生成两种强酸：H₂SO₄和HCl，c（H⁺）增大，H₂SO₃反应完毕，消耗 Cl₂0.02mol，Cl₂过量0.01mol，然后再氧化Br^-，
     Cl₂+2HBr=Br₂+2HCl
    0.01mol  0.02mol  
HBr全部转变为HCl，c（H⁺）不变，
故选：A；
（2）化学反应中，可利用强酸制弱酸，根据三个方程式，可知HF、HNO₂、HCN，酸性依次减弱，酸性越强，电离平衡常数越大；
A．HF酸性最强，电离常数最大，为7.2×10^-4，故A错误；
B．HNO₂的酸性中等，电离常数为中间数，为4.6×10^-4，故B错误；
C．反应①说明HNO₂＞HCN，反应③说明HF＞HNO₂，可知三种酸的相对强弱，故C正确；
D．HF、HNO₂、HCN，酸性依次减弱，所以HNO₂的电离平衡常数比HCN大，比HF小，故D正确；
故答案选：C、D；
（3）①反应的化学方程式为：N₂O₄?2NO₂，
由表可知，60s时反应达平衡，平衡时c（NO₂）=0.120mol/L，N₂O₄的起始度为0.1mol/L，则：
              N₂O₄（g）?2NO₂（g）
起始（mol/L）：0.1         0  
变化（mol/L）：0.06        0.12
平衡（mol/L）：0.04        0.12
所以平衡时N₂O₄的转化率=

0.06mol/L

0.1mol/L

×100%=60%，平衡常数K=

c2(NO2)

c(N2O4)

=

0.122

0.04

=0.36，
故答案为：N₂O₄?2NO₂；60%；0.36；
②70s时处于平衡状态，根据①计算可知c=0.04；由表中数据可知，20s时c（NO₂ ）=0.060mol/L，c（ N₂O₄ ）=0.100mol/L-

1

2

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

0.070mol/L-0.050mol/L

40s-20s

=0.001mol?L^-1?s^-1，故答案为：0.04；0.001；
③恒温恒容条件下，且反应前后气体的物质的量发生变化，起始向容器中充入的是二氧化氮气体，要达到相同的平衡状态，按化学计量数转化到N₂O₄一边，满足N₂O₄的浓度为0.1mol/L，由N₂O₄（g）?2 NO₂（g）可知，二氧化氮的初始浓度=2×0.1mol/L=0.2mol/L，故答案为：0.2；
（4）①加入的物质显中性，且能抑制醋酸电离，由于等物质的量浓度的CH₃COOH、NH₃?H₂O的电离程度相同，所以醋酸根离子和铵根离子水解程度相同，呈中性，应加入CH₃COONH₄，故选B；
②若乙观点正确，加入CH₃COONH₄后，抑制醋酸电离，氢离子浓度降低，pH值增大，故答案为：乙；增大．

点评：本题考查化学反应速率、化学平衡常数、化学平衡的有关计算、等效平衡等，难度中等，注意基础知识的积累掌握．