Question

（1）已知斷開 1mol  H₂中的化學鍵需吸收436kJ熱量，斷開1mol Cl₂中的化學鍵需要吸收243kJ能量，而形成1mol  HCl分子中的化學鍵要釋放431kJ能量，試求1mol H₂與1mol Cl₂反應的能量變化．△H=

-183KJ/mol

．
（2）已知常溫時，0.1mol/L某一元酸HA在水中有0.1%發生電離，則該溶液的PH=

4

，此酸的電離平衡常數K=

1×10^-7mol/L

，由HA電離出來的H⁺的濃度約為水電離出來的H⁺的濃度的

10⁶

倍．

Answer 1

分析：（1）反應的焓變=斷開化學鍵吸收的總能量-形成化學鍵放出的總能量；
（2）依據弱電解質的電離度分析計算PH，計算平衡濃度結合電離平衡常數概念計算平衡常數，根據水的離子積計算水電離的氫離子濃度；

解答：解：（1）斷開 1mol H₂中的化學鍵需吸收436kJ熱量，斷開1mol Cl₂中的化學鍵需要吸收243kJ能量，而形成1mol HCl分子中的化學鍵要釋放431kJ能量，發生的反應為H₂+Cl₂=2HCl應的焓變=斷開化學鍵吸收的總能量-形成化學鍵放出的總能量=436KJ/mol+243KJ/mol-2×431KJ/mol=-183KJ/mol；故答案為：-183KJ/mol
（2）已知常溫時，0.1mol/L某一元酸HA在水中有0.1%發生電離，依據電離度=

[H+]

C(HA)

；得到[H⁺]=0.1mol/L×0.1%=1×10^-4mol/L，PH=4；依據電離平衡HA?H⁺+A^-，K=

[H+][A-]

[HA]

=

10-4×10-4

0.1-10-4

=1×10^-7mol/L；由HA電離出來的H⁺的濃度為1×10^-4mol/L，依據[H⁺][A^-]=10^-14得到水電離出來的H⁺的濃度為10^-10mol/L；所以由HA電離出來的H⁺的濃度約為水電離出來的H⁺的濃度的10⁶倍；故答案為：4，1×10^-7mol/L，10⁶；

點評：本題考查了焓變與鍵能的計算關系，弱電解質的電離平衡計算，水溶液中 的離子積應用，平衡常數的計算，題目較簡單．