Question

16．運(yùn)用化學(xué)反應(yīng)原理分析解答以下問(wèn)題：
（1）弱酸在水溶液中存在電離平衡，部分0.1mol•L^-1弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：

弱酸	電離平衡常數(shù)（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(dāng)弱酸的濃度一定時(shí)，降低溫度，K值變�。ㄌ睢白兇蟆薄白冃　被颉安蛔儭保�．
②下列離子方程式和有關(guān)說(shuō)法錯(cuò)誤的是ac．
a．少量的CO₂通入次氯酸鈉溶液中：2ClO^-+H₂O+CO₂═2HClO+CO₃^2-
b．少量的SO₂通入碳酸鈉溶液中：SO₂+H₂O+2CO₃^2-═2HCO₃^-+SO₃^2-
c．相同溫度時(shí)，等物質(zhì)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(shí)，等pH三種鹽溶液的物質(zhì)的量濃度關(guān)系：c（Na₂CO₃）＜c（NaClO）＜c（Na₂SO₃）
③亞硒酸（H₂SeO₃）也是一種二元弱酸，有較強(qiáng)的氧化性．往亞硒酸溶液中不斷通入SO₂會(huì)產(chǎn)生紅褐色單質(zhì)，寫出該反應(yīng)的化學(xué)方程式：H₂SeO₃+2SO₂+H₂O=Se↓+2H₂SO₄．
（2）工業(yè)廢水中常含有一定量的Cr₂O₇^2-和CrO₄^2-，它們對(duì)人類及生態(tài)系統(tǒng)會(huì)產(chǎn)生很大損害，必須進(jìn)行處理后方可排放．
①在廢水中存在平衡：2CrO₄^2-（黃色）+2H⁺?Cr₂O₇^2-（橙色）+H₂O．若改變條件使上述平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，則下列說(shuō)法正確的是ad．
a．平衡常數(shù)K值可以不改變
b．達(dá)到新平衡CrO₄^2-的消耗速率等于Cr₂O₇^2-的消耗速率
c．達(dá)到新平衡后，溶液pH一定增大
d．再達(dá)平衡前逆反應(yīng)速率一定大于正反應(yīng)速率
②Cr₂O₇^2-和CrO₄^2-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K_sp=10^-32，當(dāng)c（Cr³⁺）降至10^-3 mol•L^-1，溶液的pH調(diào)至4時(shí)，沒(méi)有（填“有”或“沒(méi)有”）沉淀產(chǎn)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(gè)反應(yīng)的平衡常數(shù)的值依次為K₁、K₂、K₃，則該溫度下反應(yīng)3CO（g）+3H₂（g）?CH₃OCH₃（g）+CO₂（g）的化學(xué)平衡常數(shù)K=K₁K₂²K₃（用含K₁、K₂、K₃的代數(shù)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(yīng)后恢復(fù)至原溫度，測(cè)定容器的壓強(qiáng)為反應(yīng)前的$\frac{1}{2}$，則CO的轉(zhuǎn)化率為75%．

Answer 1

分析 （1）①根據(jù)電離為吸熱過(guò)程判斷；
②由表中數(shù)據(jù)可知酸性H₂SO₃＞H₂CO₃＞HSO₃^-＞HClO＞HCO₃^-，且HClO具有氧化性，H₂SO₃具有還原性，結(jié)合酸性的強(qiáng)弱以及鹽類的水解解答；
③往亞硒酸溶液中不斷通入SO₂會(huì)產(chǎn)生紅褐色單質(zhì)，應(yīng)生成Se，說(shuō)明亞硒酸與二氧化硫發(fā)生氧化還原反應(yīng)生成硫酸和Se；
（2）①使平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，可增大反應(yīng)物濃度或減小生成物濃度，如溫度不變，則平衡常數(shù)不變；
②當(dāng)c（Cr³⁺）降至10^-3 mol•L^-1，溶液的pH調(diào)至4時(shí)，c（OH^-）=10^-10mol/L，結(jié)合Ksp計(jì)算并判斷；
（3）平衡常數(shù)是利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；方程式相加時(shí)，總平衡常數(shù)等于分方程的平衡常數(shù)之積；結(jié)合三段式法列式計(jì)算．

解答 解：（1）①弱酸的電離為吸熱過(guò)程，加熱促進(jìn)電離，平衡常數(shù)增大，降低溫度，平衡常數(shù)減小，故答案為：變��；
 ②由表中數(shù)據(jù)可知酸性H₂SO₃＞H₂CO₃＞HSO₃^-＞HClO＞HCO₃^-，
a．少量的CO₂通入次氯酸鈉溶液中應(yīng)生成HCO₃^-，反應(yīng)的離子方程式為ClO^-+H₂O+CO₂=HClO+HCO₃^-，故a錯(cuò)誤；
b．少量的SO₂通入碳酸鈉溶液中生成HCO₃^-和SO₃^2-，離子方程式為SO₂+H₂O+2CO₃^2-=2HCO₃^-+SO₃^2-，故b正確；
c．相同溫度時(shí)，等物質(zhì)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(cuò)誤；
d．鹽對(duì)應(yīng)的酸的酸性越弱，則水解程度越大，相同溫度時(shí)，等pH時(shí)鹽溶液濃度越小，則三種鹽溶液的物質(zhì)的量濃度關(guān)系：c（Na₂CO₃）＜c（NaClO）＜c（Na₂SO₃），故d正確，
故答案為：ac；
③往亞硒酸溶液中不斷通入SO₂會(huì)產(chǎn)生紅褐色單質(zhì)，應(yīng)生成Se，說(shuō)明亞硒酸與二氧化硫發(fā)生氧化還原反應(yīng)生成硫酸和Se，方程式為H₂SeO₃+2SO₂+H₂O=Se↓+2H₂SO₄，故答案為：H₂SeO₃+2SO₂+H₂O=Se↓+2H₂SO₄；
（2）①a．如溫度不變，則平衡常數(shù)K值可以不改變，故a正確；
b．由速率關(guān)系以及計(jì)量數(shù)可知達(dá)到新平衡CrO₄^2-的消耗速率等于Cr₂O₇^2-的消耗速率的2倍，故b錯(cuò)誤；
c．如增大溶液氫離子濃度，則平衡正向移動(dòng)，平衡移動(dòng)后達(dá)到新平衡溶液pH一定減小，故c錯(cuò)誤；
d．平衡時(shí)正逆反應(yīng)速率相等，平衡正向移動(dòng)，則再達(dá)平衡前正反應(yīng)速率一定大于逆反應(yīng)速率，故d正確．
故答案為：ad；
 ②當(dāng)c（Cr³⁺）降至10^-3 mol•L^-1，溶液的pH調(diào)至4時(shí)，c（OH^-）=10^-10mol/L，c（Cr³⁺）•c³（OH^-）=10^-33＜10^-32，沒(méi)有沉淀生成，
故答案為：沒(méi)有；
（3）由蓋斯定律可知將反應(yīng)①×2+反應(yīng)②+反應(yīng)③相加得總方程，則總方程的平衡常數(shù)等于分方程的平衡常數(shù)之積，即K=K₁²•K₂•K₃，
           3CO（g）+3H₂（g）?CH₃OCH₃（g）+CO₂（g） 
起始（mol） 3         3                x                      x 
轉(zhuǎn)化（mol） x         x                $\frac{1}{3}$x                 $\frac{1}{3}$x 
平衡（mol） 3-x       3-x            $\frac{2}{3}$x                  $\frac{2}{3}$x
容器的壓強(qiáng)為反應(yīng)前的$\frac{1}{2}$，則$\frac{6-\frac{2}{3}x}{6}$=$\frac{1}{2}$，
x=2.25，
則CO的轉(zhuǎn)化率為$\frac{2.25}{3}$×100%=75%，
故答案為：K₁K₂²K₃；75%．

點(diǎn)評(píng) 本題考查較為綜合，為高考常見(jiàn)題型，側(cè)重于學(xué)生的分析、計(jì)算能力的考查，題目涉及蓋斯定律應(yīng)用、弱電解質(zhì)的電離、平衡常數(shù)的計(jì)算應(yīng)用等知識(shí)，注意（3）方程式相加時(shí)，總平衡常數(shù)等于分方程的平衡常數(shù)之積，（1）是本題的易錯(cuò)點(diǎn)和高頻考點(diǎn)，題目難度中等．