Question

我们学过的平衡理论主要包括：化学平衡、电离平衡、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一定温度下，向1L密闭容器中加入1mol HI（g），发生反应，有关物质的量随时间的变化如图1所示．

（1）0～2min内的平均反应速率v（HI）=

 

mol?L^-1?min^-1，平衡常数表达式为K=

 

．
（2）相同温度下，若开始加入HI（g）的物质的量是原来的2倍，则

 

是原来的2倍．
A．平衡常数        B．HI的平衡浓度
C．达到平衡的时间   D．平衡时体系压强．
（3）下列措施肯定能使平衡向逆反应方向移动的是的

 

A．充入少量氨气 B．降温至0℃C．充入少量硫化氢 D．加压．
（4）常温下，将pH=3的盐酸a L分别与下列三种溶液混合，结果溶液均呈中性．
①浓度为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的氢氧化钡溶液d L．
则a、b、c、d之间由大到小的关系是：

 

．
（5）常温下，取pH=2的盐酸和醋酸溶液各100mL，向其中分别加入适量的Zn粒，反应过程中两溶液的pH变化如图2所示．则图中表示醋酸溶液中pH变化曲线的是

 

（填“A”或“B”）；设盐酸中加入的Zn质量m₁，醋酸溶液中加入的Zn质量为m₂，则m₁

 

m₂．（选填“＜”、“=”、“＞”）
（6）某温度时，在25mL 0.1mol/L NaOH溶液中逐滴加入0.2mol/L CH₃COOH溶液，曲线如图3所示，有关粒子浓度关系的比较正确的是

 

A．在A、B间任一点，溶液中一定都有
c（Na⁺）＞c（CH₃COO^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
B．在B点，a＞12.5，且有c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）=c（OH^-）=c（H⁺）
C．在C点：c（CH₃COO^-）＞c（Na⁺）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
D．在D点：c（CH₃COO^-）+c（CH₃COOH）=2c（Na⁺）

Answer 1

考点：化学平衡常数的含义,化学平衡的影响因素,弱电解质在水溶液中的电离平衡,酸碱混合时的定性判断及有关ph的计算

专题：化学平衡专题,电离平衡与溶液的pH专题

分析：（1）依据图象分析，平衡状态下氢气物质的量为0.1mol，依据反应速率V=

△c

△t

计算，结合化学方程式和平衡常数概念书写平衡常数表达式，用生成物平衡浓度幂次方乘积除以反应物平衡浓度幂次方乘积得到；
（2）相同温度下，若开始加入HI（g）的物质的量是原来的2倍，反应前后气体体积不变，平衡不动，气体物质的量、物质的浓度为原来的2倍，平衡常数随温度变化；
（3）依据化学平衡状态物质性质分析，2HI（g）?H₂（g）+I₂（g）-Q，反应是气体体积不变的吸热反应；
A．充入少量氨气会和碘化氢发生反应，平衡逆向进行；
B．降温平衡向放热反应方向进行，逆向进行，但碘单质变化为固体后，平衡也可以向正反应方向进行，二者程度大小不同决定平衡移动方向；
C、充入少量硫化氢和碘单质反应，平衡正向进行；
D．反应前后气体体积不变，加压平衡不动；
（4）①将pH=3的盐酸a L与浓度为1.0×10^-3mol?L^-1的氨水b L溶液混合恰好反应生成氯化铵溶液，铵根离子水解呈酸性，溶液呈中性需要氨水过量；
②将pH=3的盐酸a L与c（OH^-）=1.0×10^-3mol?L^-1的氨水c L，等体积混合，平衡状态下的氢氧根和盐酸溶液中氢离子恰好反应，此时氨水电离平衡正向进行，氢氧根离子增大，若溶液呈中性，需要加入盐酸多；
③将pH=3的盐酸a L与c（OH^-）=1.0×10^-3mol?L^-1的氢氧化钡溶液d L，等体积合，氢离子和氢氧根恰好反应，溶液呈中性；
（5）从醋酸是弱电解质的角度分析，醋酸与Zn反应同时，电离出H⁺，pH变化较缓慢；
（6）在25mL 0.1mol．L^-1NaOH溶液中逐滴加入0.2mol?L^-1 CH₃COOH 溶液，二者之间相互反应，当恰好完全反应时，所需醋酸的体积为12.5mL，当反应至溶液显中性时，醋酸应稍过量，且c（OH^-）=c（H⁺），注意根据电荷守恒思想来比较离子浓度大小．

解答： 解：（1）依据图象分析，平衡状态下氢气物质的量为0.1mol，消耗HI物质的量为0.2mol，0～2min内的平均反应速率v（HI）=

△c

△t

=

0.2mol 1L

2min

=0.1mol/（L?min），结合化学方程式和平衡常数概念书写平衡常数表达式K=

c(H2)?c(I2)

c2(HI)

；
故答案为：0.1mol/（L?min），

c(H2)?c(I2)

c2(HI)

；
（2）相同温度下，若开始加入HI（g）的物质的量是原来的2倍，反应前后气体体积不变，平衡不动，气体物质的量、物质的浓度为原来的2倍，平衡常数随温度变化；
A．平衡常数随温度变化，不随浓度变化，故A错误；       
B．开始加入HI（g）的物质的量是原来的2倍，反应前后气体体积不变，平衡不动，气体物质的量、HI的平衡浓度为原来的2倍，故B正确；
C．浓度增大，反应速率加快，达到平衡的时间是原来的一半，故C错误；   
D．气体物质的量为原来的2倍，平衡时体系压强为原来的2倍，故D正确；
故答案为：BD；
（3）依据化学平衡状态物质性质分析，2HI（g）?H₂（g）+I₂（g）-Q，反应是气体体积不变的吸热反应；
A．充入少量氨气会和碘化氢发生反应，平衡逆向进行，故A正确；
B．降温平衡向放热反应方向进行，逆向进行，但碘单质变化为固体后，平衡也可以向正反应方向进行，二者程度大小不同决定平衡移动方向，故B错误；
C、充入少量硫化氢和碘单质反应，促进平衡正向进行，故C错误；
D．反应前后气体体积不变，加压平衡不动，故D错误；
故答案为：A；
（4）①将pH=3的盐酸a L与浓度为1.0×10^-3mol?L^-1的氨水b L溶液混合恰好反应生成氯化铵溶液，铵根离子水解呈酸性，溶液呈中性需要氨水过量，b＞a；
②将pH=3的盐酸a L与c（OH^-）=1.0×10^-3mol?L^-1的氨水c L，等体积混合，平衡状态下的氢氧根和盐酸溶液中氢离子恰好反应，此时氨水电离平衡正向进行，氢氧根离子增大，若溶液呈中性，需要加入盐酸多，a＞c；
③将pH=3的盐酸a L与c（OH^-）=1.0×10^-3mol?L^-1的氢氧化钡溶液d L，等体积合，氢离子和氢氧根恰好反应，溶液呈中性，a=d；
所以得到b＞a=d＞c；
故答案为：b＞a=d＞c；
（5）由于醋酸是弱电解质，与Zn反应同时，电离出H⁺，所以pH变化较缓慢，所以B曲线是醋酸溶液的pH变化曲线．由图知盐酸和醋酸的pH变化都是由2到4，盐酸中氢离子浓度逐渐减小，但醋酸中存在电离平衡，氢离子和锌反应时促进醋酸电离，补充反应的氢离子，所以醋酸是边反应边电离H⁺，故消耗的Zn多，所以m₁＜m₂．
故答案为：B；＜；
（6）A、在A、B间任一点，溶液中只存在四种离子有Na⁺、H⁺、CH₃COO^-、OH^-，根据电荷守恒则有：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CH₃COO^-）+c（OH^-），c（H⁺）＜c（OH^-），溶液中离子浓度大小关系为：c （Na⁺）＞c （CH₃COO^-）＞c （OH^-）＞c （H⁺），若开始滴入醋酸少量，溶液中存在离子浓度大小可以是c （Na⁺）＞c （OH^-）＞c （CH₃COO^-）＞c （H⁺），故A错误；
B、在B点溶液显中性，则结果是c（OH^-）=c（H⁺），根据电荷守恒c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CH₃COO^-）+c（OH^-），则一定有c（Na⁺）=c（CH₃COO^-），溶液的成分为：反应生成的醋酸钠和剩余的醋酸，醋酸钠的水解程度和醋酸的电离程度相等，故有：c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）＞c（OH^-）=c（H⁺），故B错误；
C、在C点，溶液显酸性，故有c（OH^-）＜c（H⁺），根据电荷守恒：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（CH₃COO^-）+c（OH^-），故c（Na⁺）＜c（CH₃COO^-），c （CH₃COO^-）＞c （Na⁺）＞c （H⁺）＞c （OH^-），故C错误；
D、在D点时，醋酸剩余，剩余的醋酸的浓度和生成的醋酸钠浓度相等均为0.05mol/l，根据物料守恒，则：c（CH₃COO^-）+c（CH₃COOH）=0.1mol?L^-1，c（Na⁺）=0..05mol/L，c （CH₃COO^-）+c （CH₃COOH）=2c （Na⁺）故D正确；
故答案为：D；

点评：本题综合考查化学平衡常数、平衡影响因素、反应速率计算、离子浓度大小比较，注意弱电解质电离平衡，电解质溶液中物料守恒以及电荷守恒的应用，难度中等．