Question

Ⅰ．设反应①Fe（s）+CO₂（g）?FeO（s）+CO（g）的平衡常数为K₁．反应②Fe（s）+H₂O（g）?FeO（s）+H₂（g）的平衡常数为K₂，在不同温度下，K₁、K₂的值如下：

T（K）	K1	K2
973	1.47	2.36
1173	2.15	1.67

（1）现有反应③CO₂（g）+H₂（g）?CO（g）+H₂O（g），这是一个

 

（填“吸”或“放”）热反应，要使平衡③向右移动，可采取的措施有

 

（填序号）．
A．缩小反应容器容积  B．扩大反应容器容积    C．降低温度
D．升高温度     E．使用合适的催化剂    F．设法减少CO的量
（2）若反应Fe（s）+CO₂（g）?FeO（s）+CO（g）在温度T₁下进行；Fe（s）+H₂O（g）?FeO（s）+H₂（g）在温度T₂下进行，已知T₁＞T₂，且c（CO₂）＞c（H₂O）（其他条件均相同），则两者的反应速率

 

 （填序号）．
A．前者大    B．后者大    C．一样大  D．无法判断
Ⅱ．（1）水的电离平衡曲线如图所示，若A点表示25℃时水的电离达平衡时的离子浓度，B点表示100℃时水的电离达平衡时的离子浓度．则100℃时1mol?L^-1的NaOH溶液中，由水电离出的c（H⁺）=

 

mol?L^-1，K_W（25℃）

 

K_W（100℃）（填“＞”、“＜”或“=”）．25℃时，向水的电离平衡体系中加入少量NH₄HCO₃固体，对水的电离平衡的影响是

 

（填“促进”、“抑制”或“不影响”）．

（2）电离平衡常数是衡量弱电解质电离程度强弱的量．已知如表数据．

化学式	电离平衡常数（25℃）
HCN	K=4.9×10-10
CH3COOH	K=1.8×10-5
H2CO3	K1=4.3×10-7、K2=5.6×10-11

①25℃时，有等浓度的NaCN溶液、Na₂CO₃溶液、CH₃COONa溶液，三种溶液的pH由大到小的顺序为

 

．
②25℃时，相同浓度、相同体积的CH₃COOH溶液和NaOH溶液混合，则混合溶液中c（Na⁺）

 

c（CH₃COO^-）（填“＞”、“＜”或“=”）
③向NaCN溶液中通入少量CO₂，所发生反应的化学方程式为

 

．

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,盐类水解的应用

专题：化学平衡专题

分析：Ⅰ、（1）依据平衡常数概念写出反应的平衡常数计算式，根据温度升高平衡常数的变化判断，依据化学平衡影响因素分析平衡移动方向；
（2）依据化学反应速率随温度的变化分析判断，已知T₁＞T₂，温度越高反应速率越大浓度越大反应速率越大；
Ⅱ、（1）K_w=c（H⁺）?c（OH^-）；温度不同，K_w不同，升温促进水的电离，氢离子浓度增大；水解的盐促进水的电离；
（2）①依据酸的电离常数意义分析判断，酸越容易电离，对应盐水解程度越小；
②依据溶液中电荷守恒计算分析；
③依据电离常数大小分析反应生成产物；

解答： 解：Ⅰ、（1）已知：①Fe（s）+CO₂（g）?FeO（s）+CO（g）；②Fe（s）+H₂O（g）?FeO（s）+H₂（g）；
利用盖斯定律将①-②可得：③H₂（g）+CO₂（g）?CO（g）+H₂O（g）；
则K₃=

c(CO)c(H2O)

c(H2)c(CO2)

=

c(CO) c(CO2)

c(H2) c(H2O)

=

K1

K2

；
依据图表平衡常数数据分析，973K时平衡常数K₃=

1.47

2.36

=0.62；1173K平衡常数K3=

2.15

1.67

=1.29，温度升高

K1

K2

增大，说明平衡正向进行，反应是吸热反应；
H₂（g）+CO₂（g）?CO（g）+H₂O（g）反应是吸热反应，反应前后气体体积不变，要使反应在一定条件下建立的平衡向正反应方向移动，则
A．缩小反应容器容积实质增大压强，反应前后气体体积不变，平衡不动； 故A不符合；   
B．扩大反应容器容积，压强减小，反应前后气体体积不变，平衡不动；故B不符合；       
C．反应是吸热反应，降低温度，平衡向放热反应方向进行，平衡逆向进行，故C不符合；  
D．反应是吸热反应，升高温度，平衡向吸热反应方向进行，平衡正向进行，故D符合；
E．使用合适的催化剂，催化剂只改变反应速率，不改变平衡，故E不符合；
F．设法减少CO的浓度，减少生成物浓度平衡正向进行，故F符合；
故选DF；
故答案为：吸，DF；
（2）反应速率随温度变化，温度越高，反应速率越大，二氧化碳浓度大反应速率大，所以反应速率①大，故选A．
Ⅱ、（1）25℃时纯水中c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7 mol/L，K_w=c（H⁺）?c（OH^-）=10^-14 ，当温度升高到100℃，纯水中c（H⁺）=c（OH^-）=10^-6 mol/L，K_w=c（H⁺）?c（OH^-）=10^-12 ；
100℃时1mol?L^-1 的NaOH溶液中K_w=c（H⁺）?c（OH^-）=10^-12 ；c（OH^-）=1mol/L，水电离出的c（H⁺）=1×10^-12；水的电离时吸热过程，加热促进电离氢离子浓度和氢氧根离子浓度增大，K_w增大，所以K_w（25℃）＜K_w（100℃）； NH₄HCO₃固体溶解后溶液中铵根离子水解生成一水合氨和氢离子，溶液呈酸性，碳酸氢根离子水解显碱性，水的电离被促进；
故答案为：1×10^-12；＜；促进；
（2）①依据图表数据分析，醋酸电离常数大于氰酸大于碳酸氢根离子，所以等浓度的NaCN溶液、Na₂CO₃溶液、CH₃COONa溶液水解程度等浓度的Na₂CO₃溶液＞NaCN溶液＞CH₃COONa溶液，溶液pH为Na₂CO₃溶液的＞NaCN溶液的＞CH₃COONa溶液的；
故答案为：Na₂CO₃溶液＞NaCN溶液＞CH₃COONa溶液；
②等浓度的CH₃COOH溶液和NaOH溶液等体积混合，所得溶液显碱性，c（H⁺）＜c（OH^-）依据溶液中电荷守恒c（H⁺）+c（Na⁺）=c（OH^-）+c（CH₃COO^-），c（Na⁺）＞c（CH₃COO^-）；
故答案为：＞；
③向NaCN溶液中通入少量CO₂ ，H₂CO₃酸性大于HCN大于HCO₃^-，所以反应生成氰酸和碳酸氢钠，不能生成二氧化碳，反应的化学方程式为：NaCN+H₂O+CO₂=HCN+NaHCO₃；
故答案为：NaCN+H₂O+CO₂=HCN+NaHCO₃；

点评：本题考查了化学平衡影响因素的分析判断，平衡常数的计算应用，数据处理的能力，弱电解质电离平衡的分析判断，盐类水解应用，溶液酸碱性的计算判断，注意碳酸是二元弱酸分步电离，第二部电离比氰酸小，题目难度中等．