Question

20．（1）在一密闭容器中一定量A、B的混合气体发生反应：aA（g）+bB（g）?cC（s）+dD（g），
平衡时测得A的浓度为0.60mol/L，保持温度不变，将容器的容积扩大到原来的3倍，再达平衡时，测得A的浓度降为0.20mol/L．下列有关判断一定正确的是D
A．平衡向正反应方向移动
B．A的转化率增大
C．D的体积分数增大
D．a+b＜c+d
（2）①25℃，两种酸的电离平衡常数如表．

	Ka1	Ka2
H2SO3	1.3×10-2	6.3×10-8
H2CO3	4.2×10-7	5.6×10-11

HSO₃^-的电离平衡常数表达式K=$\frac{c（{H}^{+}）•c（S{{O}_{3}}^{2}{\;}^{-}）}{c（HS{O}_{3}{\;}^{-}）}$．
②H₂SO₃溶液和NaHCO₃溶液反应的主要离子方程式为H₂SO₃+HCO₃^-=HSO₃^-+CO₂↑+H₂O．
③根据H₂SO₃的电离常数数据，判断NaHSO₃溶液显酸性还是显碱性？

Answer 1

分析 （1）平衡时测得A的浓度为0.60mol/L，保持温度不变，将容器的容积扩大到原来的3倍，测得A的浓度降为0.20mol/L，则平衡不移动，则说明降低压强平衡不移动，以此进行判断；
（2）①HSO₃^-的电离方程式为：HSO₃^-?H⁺+SO₃^2-，平衡常数为生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积比值；
②由表可知H₂SO₃的二级电离小于H₂CO₃的一级电离，则酸性强弱H₂SO₃＞H₂CO₃＞HSO₃^-，依据强酸制备弱酸解答；
③HSO₃^-既能水解又能电离，HSO₃^-的电离常数K_a2=6.3×10^-8，HSO₃^-+H₂O?H₂SO₃+OH^-，设水解平衡常数为Kh，则Kh=$\frac{{K}_{W}}{{K}_{a1}}$=$\frac{10{\;}^{-14}}{1.3×10{\;}^{-2}}$≈7.7×10^-13＜K_a2，以此比较．

解答 解：（1）平衡时测得A的浓度为0.60mol/L，保持温度不变，将容器的容积扩大到原来的3倍，测得A的浓度降为0.20mol/L，则平衡不移动，则说明降低压强平衡不移动，
A．平衡时测得A的浓度为0.60mol/L，保持温度不变，将容器的容积扩大到原来的3倍，测得A的浓度降为0.20mol/L，则平衡不移动，故A错误；
B．由以上分析可知平衡不移动，A的转化率不变，故B错误；
C．平衡不移动，则D的体积分数不变，故C错误；
D．平衡不移动，则a+b=d，故推z+b＜c+d，故D正确；
故选：D．
（2）①HSO₃^-的电离方程式为：HSO₃^-?H⁺+SO₃^2-平衡常数表达式为K=$\frac{c（{H}^{+}）•c（S{{O}_{3}}^{2}{\;}^{-}）}{c（HS{O}_{3}{\;}^{-}）}$；
故答案为：$\frac{c（{H}^{+}）•c（S{{O}_{3}}^{2}{\;}^{-}）}{c（HS{O}_{3}{\;}^{-}）}$；
②由表可知H₂SO₃的二级电离小于H₂CO₃的一级电离，所以酸性强弱H₂SO₃＞H₂CO₃＞HSO₃^-，所以反应的主要离子方程式为H₂SO₃+HCO₃^-=HSO₃^-+CO₂↑+H₂O，而不是为H₂SO₃+2HCO₃^-=SO₃^2-+2CO₂↑+2H₂O，
故答案为：H₂SO₃+HCO₃^-=HSO₃^-+CO₂↑+H₂O．
③HSO₃^-既能水解又能电离，HSO₃^-的电离常数K_a2=6.3×10^-8，HSO₃^-+H₂O?H₂SO₃+OH^-，设水解平衡常数为Kh，则Kh=$\frac{{K}_{W}}{{K}_{a1}}$=$\frac{10{\;}^{-14}}{1.3×10{\;}^{-2}}$≈7.7×10^-13＜K_a2，由此可知HSO₃^-电离程度大于水解程度，其溶液呈酸性，
答：NaHSO₃溶液显酸性．

点评 本题考查电解质溶液，涉及盐的水解原理的应用、电离常数的应用、离子浓度大小比较等，侧重于考查学生的分析能力和对基础知识的综合应用能力，题目难度不大．