Question

化學(xué)學(xué)科中的化學(xué)平衡、電離平衡、水解平衡和溶解平衡均符合勒夏特列原理．請回答下列問題：
Ⅰ．一定溫度下，向1L密閉容器中加入1mol HI（g），發(fā)生反應(yīng)2HI?H₂+I₂，H₂物質(zhì)的量隨時(shí)間的變化如圖所示．0～2min內(nèi)的平均反應(yīng)速率v（HI）=

 

．該溫度下，H₂（g）+I₂（g）?2HI（g）的平衡常數(shù)K=

 

．相同溫度下，若開始加入HI（g）的物質(zhì)的量是原來的2倍，則

 

是原來的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)H₂的體積分?jǐn)?shù)
Ⅱ．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×l0^-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：

 

．

Answer 1

考點(diǎn)：難溶電解質(zhì)的溶解平衡及沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì),反應(yīng)速率的定量表示方法,化學(xué)平衡的影響因素,化學(xué)平衡狀態(tài)的判斷,化學(xué)平衡的計(jì)算

專題：基本概念與基本理論,化學(xué)平衡專題

分析：Ⅰ、依據(jù)化學(xué)反應(yīng)速率計(jì)算第一個(gè)空，依據(jù)平衡常數(shù)計(jì)算方法分析第二個(gè)空，依據(jù)平衡移動(dòng)原理分析第三個(gè)空；
Ⅱ、pH=3的鹽酸的物質(zhì)的量濃度=1×10^-3 mol/L，中和相同物質(zhì)的量的鹽酸，堿的濃度越大，所用的堿越少，注意弱堿溶液中氫氧根離子的物質(zhì)的量濃度和堿的濃度不等．

解答： 解：Ⅰ、根據(jù)圖象可知，0-2 min內(nèi)，氫氣的物質(zhì)的量增加了0.1mol，則必然消耗HI是0.2mol，使用平均反應(yīng)速率v（HI）=

0.2mol

1L×2min

=0.1 mol/（L?min）；平衡時(shí)氫氣和碘的濃度都是0.1mol/L，而碘化氫的是0.8mol/L，使用該溫度下平衡常數(shù)K=

0.1mol/L×0.1mol/L

(0.8mol/L)2

=

1

64

，所以逆反應(yīng)的平衡常數(shù)是64；平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)系，選項(xiàng)a不正確，由于反應(yīng)前后體積不變，所以該反應(yīng)是等效的，因此選項(xiàng)b正確，d不正確；濃度增加，反應(yīng)時(shí)間增大，達(dá)到平衡的時(shí)間減少，選項(xiàng)c不正確，答案選b，故答案為：I．0.1mol/（L?min）； 64；b；
Ⅱ、pH=3的鹽酸的物質(zhì)的量濃度=1×10^-3 mol/L，
①中氨水的物質(zhì)的量濃度是1×10^-3 mol/L，②一水合氨是弱電解質(zhì)，只有部分電離，所以②中氨水的濃度大于1×10^-3 mol/L，③中氫氧根離子的濃度是1×10^-3 mol/L．
鹽酸和氫氧化鋇都是強(qiáng)電解質(zhì)，氫離子和氫氧根離子中和時(shí)是1：1的關(guān)系，氫離子和氫氧根離子的濃度相等，所以a、d的體積相等，即a=d；
②的氨水濃度大于①的濃度，中和相同物質(zhì)的量的鹽酸，氨水的濃度越大，使用的氨水的體積越小，所以c＜b．
鹽酸和氨水反應(yīng)生成的氯化銨是強(qiáng)酸弱堿鹽，水解后使溶液呈酸性，要想使溶液呈中性，氨水的物質(zhì)的量應(yīng)稍微比鹽酸的大些，當(dāng)鹽酸濃度和氨水的濃度相等時(shí)，氨水的體積b應(yīng)大于鹽酸的體積a，即溶液的體積a＜b．
②③中氫氧根離子的濃度相等，一水合氨是一元弱電解質(zhì)，氫氧化鋇是強(qiáng)電解質(zhì)，所以氨水的濃度大于③中氫氧根離子濃度，中和相同物質(zhì)的量的氫離子時(shí)，②所用的氨水的體積小于③氫氧化鋇溶液的體積，即c＜d=a．
所以a、b、c、d的關(guān)系b＞a=d＞c，
故答案為：b＞a=d＞c．

點(diǎn)評：本題主要考查了化學(xué)反應(yīng)速率的計(jì)算、化學(xué)反應(yīng)平衡常數(shù)的計(jì)算、酸堿混合時(shí)的定性判斷，難度中等，注意弱堿（一元）溶液中氫氧根離子的物質(zhì)的量濃度和堿的濃度不等．