Question

【題目】I．用活性炭還原處理氮氧化物，有關反應為C(s)＋2NO(g)N2(g)＋CO2(g)。在2L恒容密閉容器中加入足量C與NO發生反應，所得數據如表，回答下列問題。

實驗編號	溫度/℃	起始時NO的物質的量/mol	平衡時N2的物質的量/mol
1	700	0.40	0.09
2	800	0.24	0.08

（1）寫出上述反應的平衡常數表達式______。

（2）①結合表中數據，判斷該反應的ΔH____0(填“＞”或“＜”)，理由是_____

②判斷該反應達到平衡的依據是_____。

A．容器內氣體密度恒定 B．容器內各氣體濃度恒定

C．容器內壓強恒定 D．2v正(NO)＝v逆(N2)

II．結合下表回答下列問題(均為常溫下的數據)：

酸	電離常數(Ka)
CH3COOH	1.8×10－5
HClO	3×10－8
H2CO3	K1＝4.4×10－7 K2＝4.7×10－11
H2C2O4	K1＝5.4×10－2 K2＝5.4×10－5
<>H2S	K1＝1.3×10－7 K2＝7.1×10－15

請回答下列問題：

（1）同濃度的CH3COO－、、、、ClO－、S2－中結合H＋的能力最弱的是____。

（2）常溫下0.1mol·L－1的CH3COOH溶液在加水稀釋過程中，下列表達式的數據一定變小的是___(填字母)。

A．c(H＋) B．c(H＋)/c(CH3COOH) C．c(H＋)/c(OH－) D．c(OH－)

（3）0.1mol·L－1的H2C2O4溶液與0.1mol·L－1的KOH的溶液等體積混合后所得溶液呈酸性，該溶液中各離子濃度由大到小的順序為_____。

（4）pH相同的NaClO和CH3COOK溶液，其溶液的物質的量濃度的大小關系是CH3COOK___NaClO，兩溶液中：c(Na＋)－c(ClO－)___c(K＋)－c(CH3COO－)(填“＞”“＜”或“＝”)。

（5）向0.1mol·L－1CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至c(CH3COOH)∶c(CH3COO－)＝5∶9，此時溶液pH＝____。

Answer 1

【答案】 ＞ 計算700℃和800℃的平衡常數K1＜K2，所以ΔH＞0 AB AC c(K＋)>c()>c(H＋)>c(C2O42-)>c(OH－) > ＝ 5

【解析】

I．（1）由方程式可知，該反應的化學平衡常數K為；

（2）①建立三段式計算700℃和800℃的平衡常數，比較平衡常數的大小，判斷平衡移動方向；

②化學平衡的標志是正逆反應速率相同，各組分濃度保持不變；

II．(1) 電離平衡常數越大，酸性越強，酸越強其對應酸根離子結合氫離子能力越弱；

（2）醋酸為弱酸，稀釋過程中醋酸的電離程度增大，溶液中氫離子、醋酸根離子的物質的量增大，醋酸的物質的量減小，由于溶液體積變化程度更大，則溶液中氫離子、醋酸根離子、醋酸的濃度減小；由于水的離子積不變，則溶液中氫氧根離子濃度增大；

（3）0.1mol·L－1的H2C2O4溶液與0.1mol·L－1的KOH的溶液等體積混合，反應生成KHC2O4，KHC2O4溶液呈酸性，說明溶液中HC2O4-電離大于水解；

（4）根據電離平衡常數可知：酸性CH3COOH＞HClO，則NaClO的水解程度大于CH3COOK；

（5）依據醋酸的電離平衡常數和題給數據計算可得。

I．（1）由方程式可知，該反應的化學平衡常數K為；

（2）①由題意建立700℃時平衡三段式如下：

C(s)＋2NO(g)N2(g)＋CO2(g)

起（mol/L） 0.2 0 0

變（mol/L） 0.09 0.045 0.045

平（mol/L） 0.11 0.045 0.045

化學平衡常數K1==≈0.17

由題意建立800℃時平衡三段式如下：

C(s)＋2NO(g)N2(g)＋CO2(g)

起（mol/L） 0.12 0 0

變（mol/L） 0.08 0.04 0.04

平（mol/L） 0.04 0.04 0.04

化學平衡常數K2===1

由計算結果可知，700℃時平衡常數K1小于800℃的平衡常數K2，說明升高溫度，平衡向正反應方向移動，則該反應為吸熱反應，ΔH＞0，故答案為：ΔH＞0；計算700℃和800℃的平衡常數K1＜K2，所以ΔH＞0；

②A、C為固體，該反應是一個氣體質量增大的反應，恒容密閉容器中混合氣體的密度保持不變，說明氣體的質量不變，能說明反應達平衡狀態；

B、容器內各氣體濃度恒定，說明正逆反應速率相等，能說明反應達平衡狀態；

C、該反應是一個氣體體積不變的反應，容器內壓強始終保持不變，不能說明反應達平衡狀態；

D、2υ正（NO）=υ逆（N2），NO、N2表示的正、逆反應速率之比不等于計量數之比，說明反應沒有達到平衡狀態；

故答案為：AB；

II．(1)根據表中數據可知，酸的電離出平衡常數大小為：H2C2O4> HC2O4—>CH3COOH>H2CO3> H2S > HClO >HCO3->HS—，電離平衡常數越大，酸性越強，所以酸性由強到弱的順序為：H2C2O4> HC2O4—>CH3COOH>H2CO3> H2S > HClO >HCO3->HS—，酸越強其對應酸根離子結合氫離子能力越弱，則結合H＋的能力最弱的是HC2O4—，故答案為：HC2O4—；

(2)A、醋酸為弱酸，稀釋過程中醋酸的電離程度增大，溶液中H＋離子物質的量增大， c（H+）減小，故符合題意；

B、醋酸的電離常數Ka=，則=，醋酸稀釋過程中，溫度不變電離常數不變，醋酸根濃度減小，增大，則增大，故不符合題意；

C、水的離子積常數Kw=c（H+）c（OH-），醋酸稀釋過程中，溫度不變水的離子積常數不變，c（H+）減小，c（OH-）增大，則減小，故符合題意；

D、水的離子積常數Kw=c（H+）c（OH-），醋酸稀釋過程中，溫度不變水的離子積常數不變，c（H+）減小，c（OH-）增大，故不符合題意；

故答案為：AC；

（3）0.1mol·L－1的H2C2O4溶液與0.1mol·L－1的KOH的溶液等體積混合，反應生成KHC2O4，KHC2O4溶液呈酸性，說明溶液中HC2O4-電離大于水解，則c（H+）>c（OH-），溶液中各離子濃度由大到小的順序為c（K+）>c（HC2O4-）>c（H+）>c（C2O42-）>c（OH-），故答案為：c（K+）>c（HC2O4-）>c（H+）>c（C2O42-）>c（OH-）；

（4）根據電離平衡常數可知：酸性CH3COOH＞HClO，則NaClO的水解程度大于CH3COOK，所以pH相同時CH3COOK的濃度大于NaClO；由于兩溶液的pH相同，則兩溶液中氫離子、氫氧根離子的濃度相同，根據電荷守恒可得：c（Na+）-c（ClO-）= c（K+）-c（CH3COO-），故答案為：>；＝；

（5）醋酸的電離平衡常數Ka== 1.8×10-5，溶液中c（CH3COOH）：c（CH3COO-）=5：9，則c（H+）=1.8×10-5×=1.8×10-5×= 1×10-5mol/L，則該溶液的pH=5，故答案為：5。