Question

（20分）選修四模塊的平衡理論主要包括：化學(xué)平衡、電離平衡、水解平衡和溶解平衡四種，且均符合勒夏特列原理。請(qǐng)回答下列問題：
(1) 一定溫度下，在一個(gè)固定容積的密閉容器中，可逆反應(yīng) A(g) +2B(g) 4C (g)   △H >0 達(dá)到平衡時(shí)，c(A) ="2" mol·L^-1，c ( B) =" 7" mol·L^-1，c ( C) =" 4" mol·L^-1。試確定B的起始濃度c (B)的取值范圍是             ；若改變條件重新達(dá)到平衡后體系中C的質(zhì)量分?jǐn)?shù)增大，下列措施可行的是            。
A. 增加C的物質(zhì)的量        B. 加壓   
C. 升溫                   D.使用催化劑
（2）常溫下，取 pH=2的鹽酸和醋酸溶液各100mL, 向其中分別加入適量的Zn粒，反應(yīng)過程中兩溶液的pH變化如右圖所示。則圖中表示醋酸溶液中pH變化曲線的是       ( 填“A”或“B”)。 設(shè)鹽酸中加入的Zn質(zhì)量為m₁，醋酸溶液中加入的Zn質(zhì)量為 m₂。 則
m₁       m₂ ( 選填“<”、“=”、“>”)

(3) 在體積為3L的密閉容器中，CO與H₂在一定條件下反應(yīng)生成甲醇：CO ( g) + 2H₂( g) → CH₃OH(g)   ΔH= —91kJ·mol^-1。反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)，平衡常數(shù)表達(dá)式K=                  ，升高溫度，K值           (填“增大”、“減小”或“不變”)。
(4) 難溶電解質(zhì)在水溶液中也存在溶解平衡。在常溫下，溶液里各離子濃度以它們化學(xué)計(jì)量數(shù)為方次的乘積是一個(gè)常數(shù)，叫溶度積常數(shù)。例如：    Cu(OH)₂(s)Cu²⁺ (aq) + 2OH ^- ( aq)，Ksp =" c" (Cu²⁺ ) c ²(OH ^- ) =" 2×10" ^-20。當(dāng)溶液中各離子濃度計(jì)量數(shù)方次的乘積大于溶度積時(shí)，則產(chǎn)生沉淀。若某CuSO₄溶液里c( Cu²⁺) ="0.02" mol·L^-1，如果生成Cu(OH)₂沉淀，應(yīng)調(diào)整溶液pH，使pH大于     ； 要使0.2 mol·L^-1的CuSO₄溶液中Cu²⁺沉淀較為完全 ( 使Cu²⁺濃度降至原來的萬分之一)則應(yīng)向溶液里加NaOH溶液，使溶液pH等于         。
(5) 常溫下，某純堿(Na₂CO₃) 溶液中滴入酚酞，溶液呈紅色。則該溶液呈     性。在分析該溶液遇酚酞呈紅色原因時(shí)，甲同學(xué)認(rèn)為是配制溶液所用的純堿樣品中混有NaOH 所致；乙同學(xué)認(rèn)為是溶液中Na₂CO₃電離出的CO₃^2-水解所致。請(qǐng)你設(shè)計(jì)一個(gè)簡(jiǎn)單的實(shí)驗(yàn)方案用來評(píng)判甲乙兩位同學(xué)的觀點(diǎn)是否正確(包括操作、現(xiàn)象和結(jié)論)                      。

Answer 1

1）[3 mol·L^-1_，9 mol·L^-1]   C
（2）B  <
（3）  C(CH₃OH)/ [C( CO)_*C ²(H₂)]      減小
（4）5  7
（5） 堿   向紅色溶液中加入足量BaCl₂溶液，如果溶液還顯紅色說明甲正確，紅色褪色說明乙正確（其他試劑合理也給分）

試題分析：(1) 一定溫度下，在一個(gè)固定容積的密閉容器中，可逆反應(yīng) A(g) +2B(g) 4C (g)   △H >0 達(dá)到平衡時(shí)，c(A) ="2" mol·L^-1，c ( B) =" 7" mol·L^-1，c ( C) =" 4" mol·L^-1。
A(g)     +    2B(g)     4C (g)   △H >0
起始濃度     ①x＋2        ① 2x＋7         ① 4—4x
②2—x        ② 7—2x         ② 4x＋4
反應(yīng)濃度         x             2x               4x
平衡濃度        2 mol·L^-1      7 mol·L^-1         4 mol·L^-1 
①是從正向建立的平衡 所以4—4x≥0 所以x≤1 B的起始濃度c (B)＝2x＋7≤9
②是從逆向建立的平衡 所以2—x≥0  所以x≤2 B的起始濃度c (B)＝7—2x≥3
由此確定B的起始濃度c (B)的取值范圍是[3 mol·L^-1_，9 mol·L^-1]；若改變條件重新達(dá)到平衡后體系中C的質(zhì)量分?jǐn)?shù)增大，平衡一定要向正向移動(dòng)，所以可行的措施是升溫；常溫下，取 pH=2的鹽酸和醋酸溶液各100mL, 向其中分別加入適量的Zn粒，反應(yīng)過程中兩溶液的pH變化如右圖所示。則圖中表示醋酸溶液中pH變化曲線的是B,因?yàn)榇姿崾侨跛幔�隨著反應(yīng)的進(jìn)行，醋酸又會(huì)電離出氫離子，所以氫離子的變化不是很大，所以PH變化較緩慢。 設(shè)鹽酸中加入的Zn質(zhì)量為m₁，醋酸溶液中加入的Zn質(zhì)量為 m₂。 因?yàn)殡S著反應(yīng)進(jìn)行，PH最終都是4說明酸都過量，而醋酸在反應(yīng)過程中始終在電離氫離子，所以醋酸消耗的鋅更多，所以m₁<m₂； 在體積為3L的密閉容器中，CO與H₂在一定條件下反應(yīng)生成甲醇：CO ( g) + 2H₂( g) → CH₃OH(g)   ΔH= —91kJ·mol^-1。反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)，平衡常數(shù)表達(dá)式K=C(CH₃OH)/ [C( CO)_*C ²(H₂)]，升高溫度，平衡向逆向移動(dòng)，所以K值減��； 難溶電解質(zhì)在水溶液中也存在溶解平衡。在常溫下，溶液里各離子濃度以它們化學(xué)計(jì)量數(shù)為方次的乘積是一個(gè)常數(shù)，叫溶度積常數(shù)。例如：  Cu(OH)₂(s)Cu²⁺ (aq) + 2OH ^- ( aq)，Ksp =" c" (Cu²⁺ ) c ²(OH ^- ) =" 2×10" ^-20。當(dāng)溶液中各離子濃度計(jì)量數(shù)方次的乘積大于溶度積時(shí)，則產(chǎn)生沉淀。若某CuSO₄溶液里c( Cu²⁺) ="0.02" mol·L^-1，如果生成Cu(OH)₂沉淀，應(yīng)調(diào)整溶液pH，使c (Cu²⁺ ) c ²(OH ^- ) ≥ 2×10 ^-20 已知c( Cu²⁺) ="0.02" mol·L^-1所以c ²(OH ^- ) ≥1×10 ^-18
所以c (OH ^- ) ≥1×10 ^-9 所以使pH大于5；
要使0.2 mol·L^-1的CuSO₄溶液中Cu²⁺沉淀較為完全 ( 使Cu²⁺濃度降至原來的萬分之一)則應(yīng)向溶液里加NaOH溶液，同理可知要使溶液pH等于7；常溫下，某純堿(Na₂CO₃) 溶液中滴入酚酞，溶液呈紅色。則該溶液呈堿性。在分析該溶液遇酚酞呈紅色原因時(shí)，甲同學(xué)認(rèn)為是配制溶液所用的純堿樣品中混有NaOH 所致；乙同學(xué)認(rèn)為是溶液中Na₂CO₃電離出的CO₃^2-水解所致。用此方法即可：向紅色溶液中加入足量BaCl₂溶液，如果溶液還顯紅色說明甲正確，紅色褪色說明乙正確。
點(diǎn)評(píng)：此題的計(jì)算關(guān)系比較多，關(guān)鍵是把握每一類的特點(diǎn)：
化學(xué)平衡的建立是以可逆反應(yīng)為前提的�？赡娣磻�(yīng)是指在同一條件下既能正向進(jìn)行又能逆向進(jìn)行的反應(yīng)。絕大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)都具有可逆性，都可在不同程度上達(dá)到平衡�；瘜W(xué)平衡則是指在宏觀條件一定的可逆反應(yīng)中，化學(xué)反應(yīng)正逆反應(yīng)速率相等，反應(yīng)物和生成物各組分濃度不再改變的狀態(tài)�？捎忙�rGm=ΣνΑμΑ=0判斷，μA是反應(yīng)中A物質(zhì)的化學(xué)勢(shì)。根據(jù)吉布斯自由能判據(jù)，當(dāng)ΔrGm=0時(shí)，反應(yīng)達(dá)最大限度，處于平衡狀態(tài)。根據(jù)勒夏特列原理，如一個(gè)已達(dá)平衡的系統(tǒng)被改變，該系統(tǒng)會(huì)隨之改變來抗衡該改變。
要注意的是電離平衡常數(shù)只用于弱電解質(zhì)的計(jì)算。強(qiáng)電解質(zhì)不適用。
弱電解質(zhì)A_XB_Y水溶液中達(dá)到電離平衡時(shí)：
AxByXA⁺ +Y B^-
則，K（電離）=[A⁺]_X·[B^-]_Y/[AxBy]
式中[A⁺]、[B^-]、[AB]分別表示A⁺、B^-和AB在電離平衡時(shí)的物質(zhì)的量濃度�！続⁺】X 表示A離子濃度的X次方，[B^-]Y同理.
鹽的水解反應(yīng)：凡是組成鹽的離子與水作用產(chǎn)生弱酸或弱堿，并改變?nèi)芤核岫鹊姆磻?yīng)都叫做鹽的水解反應(yīng)
弱堿陽離子水解使溶液顯酸性（氯化銨)
強(qiáng)堿陽離子，強(qiáng)酸酸根離子不水解（氯化鈉）
弱酸酸根離子水解使溶液顯堿性（碳酸鈉）
鹽水解產(chǎn)生酸或堿的速率與酸或堿電離的速率相等時(shí)即達(dá)到水解平衡。
該鹽的酸性或者堿性越弱，越容易水解，而且水解的程度越大。
強(qiáng)酸弱堿鹽顯酸性，強(qiáng)堿弱酸鹽顯堿性，強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽顯中性。
滿足三大守恒：
電荷守恒、物料守恒、質(zhì)子守恒，其中質(zhì)子守恒由電荷守恒和物料守恒聯(lián)立方程式得出。
溶解平衡的特點(diǎn)是動(dòng)態(tài)平衡 即溶解速率等于結(jié)晶速率 且不等于零
因此達(dá)到平衡時(shí) 溶質(zhì)的質(zhì)量一定不變 但形狀可以改變 并且一定是飽和溶液
任何物質(zhì)的溶解都伴隨著相應(yīng)的結(jié)晶過程。
物質(zhì)最終是溶解還是結(jié)晶則是由V（溶解）與V（結(jié)晶）決定的：
當(dāng)V溶解>V結(jié)晶：溶質(zhì)溶解  形成不飽和溶液
當(dāng)V溶解=V結(jié)晶：溶質(zhì)不變  形成飽和溶液 “溶解平衡”
當(dāng)V溶解<V結(jié)晶：溶質(zhì)析出  形成飽和溶液
溶解平衡：V溶解=V結(jié)晶
①溶解和結(jié)晶還在不斷進(jìn)行，但兩者速率相同，宏觀上表現(xiàn)為不再溶解，達(dá)到飽和狀態(tài)。
②溶解平衡是一種動(dòng)態(tài)平衡.
③蒸發(fā)溶劑或改變溫度,使V溶解≠V結(jié)晶,溶解平衡狀態(tài)被破壞,宏觀上溶液不再是飽和狀態(tài),會(huì)繼續(xù)溶解溶質(zhì)或析出溶質(zhì),直到重新建立新的溶解平衡.