Question

我們學(xué)過(guò)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等，且均符合勒夏特列原理．
2HI（g）?H₂（g）+I₂（g）-Q一定溫度下，向1L密閉容器中加入1mol HI（g），發(fā)生反應(yīng)，有關(guān)物質(zhì)的量隨時(shí)間的變化如圖1所示．

（1）0～2min內(nèi)的平均反應(yīng)速率v（HI）=

 

mol?L^-1?min^-1，平衡常數(shù)表達(dá)式為K=

 

．
（2）相同溫度下，若開始加入HI（g）的物質(zhì)的量是原來(lái)的2倍，則

 

是原來(lái)的2倍．
A．平衡常數(shù)        B．HI的平衡濃度
C．達(dá)到平衡的時(shí)間   D．平衡時(shí)體系壓強(qiáng)．
（3）下列措施肯定能使平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)的是的

 

A．充入少量氨氣 B．降溫至0℃C．充入少量硫化氫 D．加壓．
（4）常溫下，將pH=3的鹽酸a L分別與下列三種溶液混合，結(jié)果溶液均呈中性．
①濃度為1.0×10^-3mol?L^-1的氨水b L；
②c（OH^-）=1.0×10^-3mol?L^-1的氨水c L；
③c（OH^-）=1.0×10^-3mol?L^-1的氫氧化鋇溶液d L．
則a、b、c、d之間由大到小的關(guān)系是：

 

．
（5）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(guò)程中兩溶液的pH變化如圖2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m₁，醋酸溶液中加入的Zn質(zhì)量為m₂，則m₁

 

m₂．（選填“＜”、“=”、“＞”）
（6）某溫度時(shí)，在25mL 0.1mol/L NaOH溶液中逐滴加入0.2mol/L CH₃COOH溶液，曲線如圖3所示，有關(guān)粒子濃度關(guān)系的比較正確的是

 

A．在A、B間任一點(diǎn)，溶液中一定都有
c（Na⁺）＞c（CH₃COO^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
B．在B點(diǎn)，a＞12.5，且有c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）=c（OH^-）=c（H⁺）
C．在C點(diǎn)：c（CH₃COO^-）＞c（Na⁺）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
D．在D點(diǎn)：c（CH₃COO^-）+c（CH₃COOH）=2c（Na⁺）

Answer 1

考點(diǎn)：化學(xué)平衡常數(shù)的含義,化學(xué)平衡的影響因素,弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡,酸堿混合時(shí)的定性判斷及有關(guān)ph的計(jì)算

專題：化學(xué)平衡專題,電離平衡與溶液的pH專題

分析：（1）依據(jù)圖象分析，平衡狀態(tài)下氫氣物質(zhì)的量為0.1mol，依據(jù)反應(yīng)速率V=

△c

△t

計(jì)算，結(jié)合化學(xué)方程式和平衡常數(shù)概念書寫平衡常數(shù)表達(dá)式，用生成物平衡濃度冪次方乘積除以反應(yīng)物平衡濃度冪次方乘積得到；
（2）相同溫度下，若開始加入HI（g）的物質(zhì)的量是原來(lái)的2倍，反應(yīng)前后氣體體積不變，平衡不動(dòng)，氣體物質(zhì)的量、物質(zhì)的濃度為原來(lái)的2倍，平衡常數(shù)隨溫度變化；
（3）依據(jù)化學(xué)平衡狀態(tài)物質(zhì)性質(zhì)分析，2HI（g）?H₂（g）+I₂（g）-Q，反應(yīng)是氣體體積不變的吸熱反應(yīng)；
A．充入少量氨氣會(huì)和碘化氫發(fā)生反應(yīng)，平衡逆向進(jìn)行；
B．降溫平衡向放熱反應(yīng)方向進(jìn)行，逆向進(jìn)行，但碘單質(zhì)變化為固體后，平衡也可以向正反應(yīng)方向進(jìn)行，二者程度大小不同決定平衡移動(dòng)方向；
C、充入少量硫化氫和碘單質(zhì)反應(yīng)，平衡正向進(jìn)行；
D．反應(yīng)前后氣體體積不變，加壓平衡不動(dòng)；
（4）①將pH=3的鹽酸a L與濃度為1.0×10^-3mol?L^-1的氨水b L溶液混合恰好反應(yīng)生成氯化銨溶液，銨根離子水解呈酸性，溶液呈中性需要氨水過(guò)量；
②將pH=3的鹽酸a L與c（OH^-）=1.0×10^-3mol?L^-1的氨水c L，等體積混合，平衡狀態(tài)下的氫氧根和鹽酸溶液中氫離子恰好反應(yīng)，此時(shí)氨水電離平衡正向進(jìn)行，氫氧根離子增大，若溶液呈中性，需要加入鹽酸多；
③將pH=3的鹽酸a L與c（OH^-）=1.0×10^-3mol?L^-1的氫氧化鋇溶液d L，等體積合，氫離子和氫氧根恰好反應(yīng)，溶液呈中性；
（5）從醋酸是弱電解質(zhì)的角度分析，醋酸與Zn反應(yīng)同時(shí)，電離出H⁺，pH變化較緩慢；
（6）在25mL 0.1mol．L^-1NaOH溶液中逐滴加入0.2mol?L^-1 CH₃COOH 溶液，二者之間相互反應(yīng)，當(dāng)恰好完全反應(yīng)時(shí)，所需醋酸的體積為12.5mL，當(dāng)反應(yīng)至溶液顯中性時(shí)，醋酸應(yīng)稍過(guò)量，且c（OH^-）=c（H⁺），注意根據(jù)電荷守恒思想來(lái)比較離子濃度大�。�

解答： 解：（1）依據(jù)圖象分析，平衡狀態(tài)下氫氣物質(zhì)的量為0.1mol，消耗HI物質(zhì)的量為0.2mol，0～2min內(nèi)的平均反應(yīng)速率v（HI）=

△c

△t

=

0.2mol 1L

2min

=0.1mol/（L?min），結(jié)合化學(xué)方程式和平衡常數(shù)概念書寫平衡常數(shù)表達(dá)式K=

c(H2)?c(I2)

c2(HI)

；
故答案為：0.1mol/（L?min），

c(H2)?c(I2)

c2(HI)

；
（2）相同溫度下，若開始加入HI（g）的物質(zhì)的量是原來(lái)的2倍，反應(yīng)前后氣體體積不變，平衡不動(dòng)，氣體物質(zhì)的量、物質(zhì)的濃度為原來(lái)的2倍，平衡常數(shù)隨溫度變化；
A．平衡常數(shù)隨溫度變化，不隨濃度變化，故A錯(cuò)誤；       
B．開始加入HI（g）的物質(zhì)的量是原來(lái)的2倍，反應(yīng)前后氣體體積不變，平衡不動(dòng)，氣體物質(zhì)的量、HI的平衡濃度為原來(lái)的2倍，故B正確；
C．濃度增大，反應(yīng)速率加快，達(dá)到平衡的時(shí)間是原來(lái)的一半，故C錯(cuò)誤；   
D．氣體物質(zhì)的量為原來(lái)的2倍，平衡時(shí)體系壓強(qiáng)為原來(lái)的2倍，故D正確；
故答案為：BD；
（3）依據(jù)化學(xué)平衡狀態(tài)物質(zhì)性質(zhì)分析，2HI（g）?H₂（g）+I₂（g）-Q，反應(yīng)是氣體體積不變的吸熱反應(yīng)；
A．充入少量氨氣會(huì)和碘化氫發(fā)生反應(yīng)，平衡逆向進(jìn)行，故A正確；
B．降溫平衡向放熱反應(yīng)方向進(jìn)行，逆向進(jìn)行，但碘單質(zhì)變化為固體后，平衡也可以向正反應(yīng)方向進(jìn)行，二者程度大小不同決定平衡移動(dòng)方向，故B錯(cuò)誤；
C、充入少量硫化氫和碘單質(zhì)反應(yīng)，促進(jìn)平衡正向進(jìn)行，故C錯(cuò)誤；
D．反應(yīng)前后氣體體積不變，加壓平衡不動(dòng)，故D錯(cuò)誤；
故答案為：A；
（4）①將pH=3的鹽酸a L與濃度為1.0×10^-3mol?L^-1的氨水b L溶液混合恰好反應(yīng)生成氯化銨溶液，銨根離子水解呈酸性，溶液呈中性需要氨水過(guò)量，b＞a；
②將pH=3的鹽酸a L與c（OH^-）=1.0×10^-3mol?L^-1的氨水c L，等體積混合，平衡狀態(tài)下的氫氧根和鹽酸溶液中氫離子恰好反應(yīng)，此時(shí)氨水電離平衡正向進(jìn)行，氫氧根離子增大，若溶液呈中性，需要加入鹽酸多，a＞c；
③將pH=3的鹽酸a L與c（OH^-）=1.0×10^-3mol?L^-1的氫氧化鋇溶液d L，等體積合，氫離子和氫氧根恰好反應(yīng)，溶液呈中性，a=d；
所以得到b＞a=d＞c；
故答案為：b＞a=d＞c；
（5）由于醋酸是弱電解質(zhì)，與Zn反應(yīng)同時(shí)，電離出H⁺，所以pH變化較緩慢，所以B曲線是醋酸溶液的pH變化曲線．由圖知鹽酸和醋酸的pH變化都是由2到4，鹽酸中氫離子濃度逐漸減小，但醋酸中存在電離平衡，氫離子和鋅反應(yīng)時(shí)促進(jìn)醋酸電離，補(bǔ)充反應(yīng)的氫離子，所以醋酸是邊反應(yīng)邊電離H⁺，故消耗的Zn多，所以m₁＜m₂．
故答案為：B；＜；
（6）A、在A、B間任一點(diǎn)，溶液中只存在四種離子有Na⁺、H⁺、CH₃COO^-、OH^-，根據(jù)電荷守恒則有：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CH₃COO^-）+c（OH^-），c（H⁺）＜c（OH^-），溶液中離子濃度大小關(guān)系為：c （Na⁺）＞c （CH₃COO^-）＞c （OH^-）＞c （H⁺），若開始滴入醋酸少量，溶液中存在離子濃度大小可以是c （Na⁺）＞c （OH^-）＞c （CH₃COO^-）＞c （H⁺），故A錯(cuò)誤；
B、在B點(diǎn)溶液顯中性，則結(jié)果是c（OH^-）=c（H⁺），根據(jù)電荷守恒c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CH₃COO^-）+c（OH^-），則一定有c（Na⁺）=c（CH₃COO^-），溶液的成分為：反應(yīng)生成的醋酸鈉和剩余的醋酸，醋酸鈉的水解程度和醋酸的電離程度相等，故有：c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）＞c（OH^-）=c（H⁺），故B錯(cuò)誤；
C、在C點(diǎn)，溶液顯酸性，故有c（OH^-）＜c（H⁺），根據(jù)電荷守恒：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CH₃COO^-）+c（OH^-），故c（Na⁺）＜c（CH₃COO^-），c （CH₃COO^-）＞c （Na⁺）＞c （H⁺）＞c （OH^-），故C錯(cuò)誤；
D、在D點(diǎn)時(shí)，醋酸剩余，剩余的醋酸的濃度和生成的醋酸鈉濃度相等均為0.05mol/l，根據(jù)物料守恒，則：c（CH₃COO^-）+c（CH₃COOH）=0.1mol?L^-1，c（Na⁺）=0..05mol/L，c （CH₃COO^-）+c （CH₃COOH）=2c （Na⁺）故D正確；
故答案為：D；

點(diǎn)評(píng)：本題綜合考查化學(xué)平衡常數(shù)、平衡影響因素、反應(yīng)速率計(jì)算、離子濃度大小比較，注意弱電解質(zhì)電離平衡，電解質(zhì)溶液中物料守恒以及電荷守恒的應(yīng)用，難度中等．