Question

（1）己知：Fe(s)+

1

2

O2(g)=FeO(s)△H=-272.0kJ?mol^-1
2Al(s)+

3

2

O2(g)=Al2O3(s)△H=-1675.7kJ?mol^-1
Al和FeO發(fā)生鋁熱反應的熱化學方程式是

2Al（s）+3FeO（s）═Al₂O₃（s）+3Fe（s）△H=-859.7 kJ?mol^-1

．
（2）某可逆反應在不同條件下的反應歷程分別為A、B，如圖所示．
①據圖判斷該反應是

烯

（填“吸”或“放”）熱反應，當反應達到平衡后，其他條件不變，升高溫度，反應物的轉化率

減小

（填“增大”、“減小”或“不變”）；
②其中B歷程表明此反應采用的條件為

D

．（選填序號）．
A．升高溫度
B．增大反應物的濃度
C．降低溫度
D．使用催化劑
（3）1000℃時，硫酸鈉與氫氣發(fā)生下列反應：
Na₂SO₄（S）+4H₂（g）═Na₂S（s）+4H₂O（g）
該反應的平衡常數表達式為

c4(H2O)

c4(H2)

；
已知K_1000℃＜K_1200℃，若降低體系溫度，混合氣體的平均相對分子質量將

增大

（填“增大”、“減小”或“不變”）．
（4）常溫下；如果取0.1mol?L^-1 HA溶液與0.1mol?L^-1 NaOH溶液等體積混合（混合后溶液體積的變化忽略不計），測得混合液的pH=8．
①混合液中由水電離出的OH^-濃度與0.1mol?L^-1 NaOH溶液中由水電離出的OH^-濃度之比為

10⁷：1

；
②已知NH₄A溶液為中性，又知將HA溶液加到Na₂CO₃溶液中有氣體放出，試推斷（NH₄）₂CO₃溶液的pH

＞

7（填“＜”、“＞”或“=”）；
相同溫度下，等物質的量濃度的下列四種鹽溶液按pH由大到小的排列順序為

c＞a＞b＞d

（填序號）
a．NH₄HCO₃    b．NH₄A    c．（NH₄）₂CO₃    d．NH₄Cl．

Answer 1

分析：（1）根據蓋斯定律書寫目標熱化學方程式；
（2）①由圖可知，反應物的總能量低于生成物的總能量，該反應為吸熱反應；升高溫度平衡向逆反應方向移動，據此解答；
②由圖可知，反應歷程B與A相比，改變反應歷程，應是使用催化劑；
（3）化學平衡常數，是指在一定溫度下，可逆反應達到平衡時各生成物濃度的化學計量數次冪的乘積除以各反應物濃度的化學計量數次冪的乘積所得的比值，據此書寫，注意當反應中有固體物質參加時，固體的“濃度”作為常數，在平衡常數表達式中，就不寫固體的濃度，稀溶液中的水分子濃度可不寫，對于非水溶液中的反應，溶劑的濃度同樣是常數；
K_1000℃＜K_1200℃，則正反應為吸熱反應，降低體系溫度，平衡向正反應方向移動，混合氣體總質量增大，總的物質的量不變，據此判斷；
（4）0.1mol?L^-1 HA溶液與0.1mol?L^-1 NaOH溶液等體積混合（混合后溶液體積的變化忽略不計），測得混合液的pH=8，則說明HA是弱酸，含有弱根離子的鹽促進水電離，
①根據鹽溶液的pH計算水電離出的c（OH^-）．根據c（NaOH）及水的離子積常數計算水中氫離子濃度，溶液中氫離子濃度等于水電離出的c（OH^-），據此解答；
②根據題意知，HA的酸性比碳酸強，NH₄A溶液為中性，說明銨根離子和該酸根離子水解程度相同，由此得知銨根離子水解程度小于碳酸根離子，所以（NH₄）₂CO₃中溶液呈堿性．
根據銨根離子的水解程度判斷溶液酸堿性的大小，溶液濃度越稀，鹽的水解程度越大．

解答：解：（1）①Fe（s）+

1

2

O₂（g）=FeO（s）△H=-272.0kJ?mol^-1
②2Al（s）+

3

2

O₂（g）=Al₂O₃（s）△H=-1675.7kJ?mol^-1
依據蓋斯定律②-①×3得到熱化學方程式為：2Al（s）+3FeO（s）═Al₂O₃（s）+3Fe（s）△H=-859.7 kJ?mol^-1
故答案為：2Al（s）+3FeO（s）═Al₂O₃（s）+3Fe（s）△H=-859.7 kJ?mol^-1；
（2）①由圖可知，反應物的總能量低于生成物的總能量，該反應為吸熱反應；升高溫度平衡向逆反應方向移動，反應物的轉化率減小，
故答案為：吸；減小；
②由圖可知，反應歷程B與A相比，改變反應歷程，應是使用催化劑，
故答案為：D；
（3）Na₂SO₄（S）+4H₂（g）═Na₂S（s）+4H₂O（g）的平衡常數表達式k=

c4(H2O)

c4(H2)

；
K_1000℃＜K_1200℃，則正反應為吸熱反應，降低體系溫度，平衡向正反應方向移動，混合氣體總質量增大，總的物質的量不變，故混合氣體的平均相對分子質量將增大，
故答案為：

c4(H2O)

c4(H2)

；增大；
（4）①鹽溶液中c（OH^-）=

10-14

10-8

=10^-6 mol/L，0.1mol?L^-1NaOH溶液中c（H⁺）等于由水電離出的氫氧根離子濃度，即c（H⁺）=c_水電離（OH^-）=

10-14

0.1

=10^-13 mol/L，所以混合液中由水電離出的OH^-濃度與0.1mol?L^-1NaOH溶液中由水電離出的OH^-濃度之比=10^-6 mol/L：10^-13 mol/L=10⁷：1，
故答案為：10⁷：1；
②將HA溶液加到Na₂CO₃溶液中有氣體放出，說明HA的酸性比碳酸的強，NH₄A溶液為中性，說明相同條件下，氨水和HA的電離程度相同，所以（NH₄）₂CO₃中銨根離子的水解程度小于碳酸根離子的水解程度，所以溶液的pH＞7；
NH₄Cl是強酸弱堿鹽，銨根離子水解導致溶液呈酸性；
NH₄A溶液中陰陽離子的水解程度相等，所以溶液呈中性，溶液的pH值大于氯化銨；
NH₄HCO₃溶液中銨根離子的水解程度小于碳酸氫根離子的水解程度，溶液呈堿性，
（NH₄）₂CO₃溶液中碳酸根的水解程度更大，pH值最大，
故答案為：＞；c＞a＞b＞d．

點評：本題綜合性較大，涉及熱化學方程式的書寫、化學平衡常數、平衡移動、電解質溶液有關計算、鹽類水解等，難度中等，是對學生綜合能力的考查，（5）為易錯點，判斷HA與碳酸酸性強弱是關鍵．