Question

【題目】運用化學反應原理分析解答以下問題：
（1）弱酸在水溶液中存在電離平衡，部分0.1molL﹣1弱酸的電離平衡常數如下表：

弱酸	電離平衡常數（25℃）
HClO	K=2.98×10﹣8
H2CO3	K1=4.3×10﹣7 K2=5.6×10﹣11
H2SO3	K1=1.54×10﹣2 K2=1.02×10﹣7

①當弱酸的濃度一定時，降低溫度，K值（填“變大”“變小”或“不變”）．
②下列離子方程式和有關說法錯誤的是 ．
a．少量的CO2通入次氯酸鈉溶液中：2ClO﹣+H2O+CO2═2HClO+CO32﹣
b．少量的SO2通入碳酸鈉溶液中：SO2+H2O+2CO32﹣═2HCO3﹣+SO32﹣
c．相同溫度時，等物質的量濃度的三種弱酸與足量NaOH溶液完全中和消耗NaOH的體積為V（H2CO3）＞V（H2SO3）＞V（HClO）
d．相同溫度時，等pH三種鹽溶液的物質的量濃度關系：c（Na2CO3）＜c（NaClO）＜c（Na2SO3）
③亞硒酸（H2SeO3）也是一種二元弱酸，有較強的氧化性．往亞硒酸溶液中不斷通入SO2會產生紅褐色單質，寫出該反應的化學方程式： ．
（2）工業廢水中常含有一定量的Cr2O72﹣和CrO42﹣ ， 它們對人類及生態系統會產生很大損害，必須進行處理后方可排放． ①在廢水中存在平衡：2CrO42﹣（黃色）+2H+Cr2O72﹣（橙色）+H2O．若改變條件使上述平衡向逆反應方向移動，則下列說法正確的是 ．
a．平衡常數K值可以不改變
b．達到新平衡CrO42﹣的消耗速率等于Cr2O72﹣的消耗速率
c．達到新平衡后，溶液pH一定增大
d．再達平衡前逆反應速率一定大于正反應速率
②Cr2O72﹣和CrO42﹣最終生成的Cr（OH）3在溶液中存在以下沉淀溶解平衡：Cr（OH）3（s）Cr3+（aq）+3OH﹣（aq），常溫下Cr（OH）3的Ksp=10﹣32 ， 當c（Cr3+）降至10﹣3 molL﹣1 ， 溶液的pH調至4時，（填“有”或“沒有”）沉淀產生．
（3）已知：①2CH3OH（g）CH3OCH3（g）+H2O（g） ②CO（g）+2H2（g）CH3OH（g）
③CO（g）+H2O（g） CO2（g）+H2（g）
某溫度下三個反應的平衡常數的值依次為K1、K2、K3 ， 則該溫度下反應3CO（g）+3H2（g）CH3OCH3（g）+CO2（g）的化學平衡常數K=（用含K1、K2、K3的代數式表示）．向某固定體積的密閉容器中加入3mol CO和3mol H2 ， 充分反應后恢復至原溫度，測定容器的壓強為反應前的 ，則CO的轉化率為 ．

Answer 1

【答案】
（1）變�。籥c；H2SeO3+2SO2+H2O=Se↓+2H2SO4
（2）ad；沒有
（3）K1K22K3；75%
【解析】解：（1）①弱酸的電離為吸熱過程，加熱促進電離，平衡常數增大，降低溫度，平衡常數減小，所以答案是：變��；②由表中數據可知酸性H2SO3＞H2CO3＞HSO3﹣＞HClO＞HCO3﹣ ， a．少量的CO2通入次氯酸鈉溶液中應生成HCO3﹣ ， 反應的離子方程式為ClO﹣+H2O+CO2=HClO+HCO3﹣ ， 故a錯誤；b．少量的SO2通入碳酸鈉溶液中生成HCO3﹣和SO32﹣ ， 離子方程式為SO2+H2O+2CO32﹣=2HCO3﹣+SO32﹣ ， 故b正確；c．相同溫度時，等物質的量三種弱酸與足量NaOH溶液完全中和，因碳酸、亞硫酸都為二元酸，則消耗NaOH的體積為：V（H2CO3）=V（H2SO3）＞V（HClO），故c錯誤；d．鹽對應的酸的酸性越弱，則水解程度越大，相同溫度時，等pH時鹽溶液濃度越小，則三種鹽溶液的物質的量濃度關系：c（Na2CO3）＜c（NaClO）＜c（Na2SO3），故d正確，所以答案是：ac；③往亞硒酸溶液中不斷通入SO2會產生紅褐色單質，應生成Se，說明亞硒酸與二氧化硫發生氧化還原反應生成硫酸和Se，方程式為H2SeO3+2SO2+H2O=Se↓+2H2SO4 ， 所以答案是：H2SeO3+2SO2+H2O=Se↓+2H2SO4；（2）①a．如溫度不變，則平衡常數K值可以不改變，故a正確；b．由速率關系以及計量數可知達到新平衡CrO42﹣的消耗速率等于Cr2O72﹣的消耗速率的2倍，故b錯誤；c．如增大溶液氫離子濃度，則平衡正向移動，平衡移動后達到新平衡溶液pH一定減小，故c錯誤；d．平衡時正逆反應速率相等，平衡正向移動，則再達平衡前正反應速率一定大于逆反應速率，故d正確．所以答案是：ad；②當c（Cr3+）降至10﹣3 molL﹣1 ， 溶液的pH調至4時，c（OH﹣）=10﹣10mol/L，c（Cr3+）c3（OH﹣）=10﹣33＜10﹣32 ， 沒有沉淀生成，所以答案是：沒有；（3）由蓋斯定律可知將反應①×2+反應②+反應③相加得總方程，則總方程的平衡常數等于分方程的平衡常數之積，即K=K12K2K3 ，

	3CO（g）+	3H2（g）	CH3OCH3（g）+	CO2（g）
起始（mol）	3	3	X	X
轉化（mol）	X	X	x	x
平衡（mol）	3-x	3-x	x	x

容器的壓強為反應前的 ，則 = ，
x=2.25，
則CO的轉化率為 ×100%=75%，
所以答案是：K1K22K3；75%．
【考點精析】通過靈活運用化學平衡狀態本質及特征和化學平衡的計算，掌握化學平衡狀態的特征：“等”即 V正=V逆>0；“動”即是動態平衡，平衡時反應仍在進行；“定”即反應混合物中各組分百分含量不變；“變”即條件改變，平衡被打破，并在新的條件下建立新的化學平衡；與途徑無關，外界條件不變可逆反應無論是從正反應開始，還是從逆反應開始，都可建立同一平衡狀態（等效）；反應物轉化率=轉化濃度÷起始濃度×100%=轉化物質的量÷起始物質的量×100%；產品的產率=實際生成產物的物質的量÷理論上可得到產物的物質的量×100%即可以解答此題．