Question

9．歸納法是高中化學學習常用的方法之一，某化學研究性學習小組在學習了《化學反應原理》后作出了如下的歸納總結(jié)：（均在常溫下）
①pH=1的強酸溶液，加水稀釋后，溶液中所有離子的濃度均降低
②pH=2的鹽酸和pH=1的醋酸，c（H⁺）之比為2：1
③在等物質(zhì)的量濃度、等體積的氯化銨和氨水的混合溶液中存在下列關系c（NH₄⁺）+2c（H⁺）=2c（OH^-）+c（NH₃•H₂O）
④反應2A （s）+B （g）=2C （g）+D （g） 不能自發(fā)進行，則該反應△H一定大于0
⑤已知醋酸電離平衡常數(shù)為K_a；醋酸根水解常數(shù)為K_h；水的離子積為K_w 則三者關系為：K_a•K_h=K_w
⑥反應A（g）?2B（g）；若正反應的活化能為E_a kJ•mol^-1，逆反應的活化能為E_b kJ•mol^-1，則該反應的△H=（E_a-E_b）kJ•mol^-1．其歸納正確的是（　�。�

• A． ①③⑤⑥
• B． ③④⑤⑥
• C． ②④⑤⑥
• D． ①③④⑤

Answer 1

分析 ①強酸溶液加水稀釋后，溶液中氫離子濃度降低，氫氧根離子濃度增大；
②c（H⁺）=10^-pH；
③任何電解質(zhì)溶液中都存在電荷守恒和物料守恒，根據(jù)電荷守恒和物料守恒判斷；
④△G=△H-T△S＞0時，該反應不能自發(fā)進行；
⑤酸的電離平衡常數(shù)、酸根離子水解平衡常數(shù)與水的離子積常數(shù)之間的關系為K_a•K_h=K_w；
⑥反應A（g）?2B（g），若正反應的活化能為E_a kJ•mol^-1，逆反應的活化能為E_b kJ•mol^-1，反應的焓變等于正逆反應活化能之差．

解答 解：①pH=1的強酸溶液，加水稀釋后，溶液中c（H⁺）減小，溫度不變，則水的離子積常數(shù)不變，則c（OH^-）增大，故錯誤；
②c（H⁺）=10^-pH，pH=2的鹽酸和pH=1的醋酸，c（H⁺）之比為=0.01mol/L：0.1mol/L=1：10，故錯誤；
③混合溶液呈存在電荷守恒c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（Cl^-），存在物料守恒c（NH₃•H₂O）+c（NH₄⁺）=2c（Cl^-），所以得c（NH₄⁺）+2c（H⁺）=2c（OH^-）+c（NH₃•H₂O），故正確；
④△G=△H-T△S＞0時，該反應不能自發(fā)進行，根據(jù)方程式知△S＞0，但該反應中△H一定大于0，故正確；
⑤已知醋酸電離平衡常數(shù)為K_a；醋酸根水解常數(shù)為K_h，水的離子積為K_w，則三者關系為：K_a•K_h=$\frac{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）•c（{H}^{+}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$$•\frac{c（C{H}_{3}COOH）•c（O{H}^{-}）}{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}$=K_w，故正確；
⑥逆反應的活化能=正反應的活化能+反應的焓變，所以△H=逆反應的活化能-正反應的活化能=（E_a-E_b）kJ•mol^-1，故正確；
故選B．

點評 本題考查較綜合，涉及弱電解質(zhì)的電離、鹽類水解、焓變、pH的計算等知識點，注意稀釋酸或堿中并不是所有粒子都減小，知道酸的電離平衡常數(shù)、酸根離子水解平衡常數(shù)與離子積常數(shù)之間的關系式，題目難度不大．