Question

I．描述弱電解質(zhì)電離情況可以用電離度和電離平衡常數(shù)表示，下表1是常溫下幾種弱酸的電離平衡常數(shù)（K_a）和弱堿的電離平衡常數(shù)（K_b）．
表1

酸或堿	電離平衡常數(shù)（Ka或 Kb）
CH3COOH	1.8×10-5
HNO2	4.6×10-4
HCN	5×10-10
HClO	3×10-8
NH3?H2O	1.8×10-5

請(qǐng)回答下列問題：
（1）上述四種酸中，酸性最弱的是

HCN

（用化學(xué)式表示）．下列能使醋酸溶液中CH₃COOH的電離程度增大，而電離平衡常數(shù)不變的操作是

B

（填序號(hào)）．
A．升高溫度   B．加水稀釋  C．加少量的CH₃COONa固體  D．加少量冰醋酸
（2）CH₃COONH₄的水溶液呈

中性

（選填“酸性”“中性”或“堿性”），理由是：

CH₃COOH與NH₃?H₂O的電離平衡常數(shù)相等，可知CH₃COO^-和NH₄⁺在相等濃度時(shí)的水解程度相同

，溶液中各離子濃度大小的關(guān)系是

c（NH₄⁺）=c（Cl^-）＞c（H⁺）=c（OH^-）

．
II．氮是地球上含量最豐富的一種元素，氮及其化合物在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、生活中有著重要作用．請(qǐng)回答下列問題：（圖中涉及物質(zhì)為氣態(tài)）
（1）如圖是1mol NO₂和1mol CO反應(yīng)生成CO₂和NO過程中能量變化示意圖，請(qǐng)寫出NO₂和CO反應(yīng)的熱化學(xué)方程式

NO₂（g）+CO（g）=CO₂（g）+NO（g）△H=-234kJ?mol^-1

．
（2）在0.5L的密閉容器中，一定量的氮?dú)夂蜌錃膺M(jìn)行如下化學(xué)反應(yīng)：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H＜0，其化學(xué)平衡常數(shù)K與溫度t的關(guān)系如下表：請(qǐng)完成下列問題．

t/℃	200	300	400
K	K1	K2	0.5

①試比較K₁、K₂的大小，K₁_

＞

 K₂（填寫“＞”、“=”或“＜”）．
②下列各項(xiàng)能作為判斷該反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡狀態(tài)的依據(jù)是

c

（填序號(hào)字母）：
a．容器內(nèi)N₂、H₂、NH₃的濃度之比為1：3：2      b．v （N₂）_正=3v （H₂）_逆
c．容器內(nèi)壓強(qiáng)保持不變                       d．混合氣體的密度保持不變
③在400℃時(shí)，當(dāng)測(cè)得NH₃和N₂、H₂的物質(zhì)的量分別為1mol和2mol、3mol時(shí)，則該反應(yīng)的v（N₂）_正

＞

v（N₂）_逆（填寫“＞”、“=”或“＜”）．

Answer 1

分析：Ⅰ、（1）對(duì)于一元弱酸，電離平衡常數(shù)越大則酸性越強(qiáng)；根據(jù)弱電解質(zhì)電離平衡移動(dòng)的影響因素來回答；
（2）CH₃COONH₄的醋酸根離子和銨根離子水解程度一樣來確定溶液的酸堿性，結(jié)合電荷守恒來確定溶液中離子濃度的大��；
Ⅱ、（1）根據(jù)熱化學(xué)方程式的含義和書寫方法來寫；
（2）①對(duì)于放熱反應(yīng)溫度越高反應(yīng)平衡常數(shù)越��；
②根據(jù)化學(xué)平衡狀態(tài)時(shí)，各物質(zhì)的濃度不隨時(shí)間變化而變化以及正逆反應(yīng)速率相等來回答；
③根據(jù)濃度熵和平衡常數(shù)的關(guān)系來確定平衡的移動(dòng)方向．

解答：解：Ⅰ、（1）對(duì)于一元弱酸，電離平衡常數(shù)越大則酸性越強(qiáng)，反之則酸性越弱，HCN的電離平衡常數(shù)最小，則酸性最弱；
根據(jù)醋酸的電離平衡：CH₃COOH?CH₃COO^-+H⁺，
A、升高溫度，電離程度增大，電離平衡常數(shù)增大，故A錯(cuò)誤；
 B．加水稀釋，電離程度增大，電離平衡常數(shù)不變，故B正確；
C．加少量的CH₃COONa固體，電離出的醋酸根對(duì)醋酸的電離平衡起抑制作用，電離程度減小，電離平衡常數(shù)不變，故C錯(cuò)誤；
D．加少量冰醋酸，則醋酸濃度增大，根據(jù)越稀越電離的事實(shí)，則電離程度減小，平衡常數(shù)不變，故D錯(cuò)誤．
故答案為：HCN；B；
（2）醋酸銨溶液中，醋酸水解顯堿性，銨根離子水解顯酸性，CH₃COOH與NH₃?H₂O的電離平衡常數(shù)相等，CH₃COO^-和NH₄⁺在相等濃度時(shí)的水解程度相同，酸性和堿性程度相當(dāng)，溶液顯中性，即c（H⁺）=c（OH^-），根據(jù)電荷守恒：c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）＞c（H⁺）=c（OH^-），c（H⁺）+c（NH₄⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），得出c（NH₄⁺）=c（Cl^-）并且大于水解生成的c（H⁺）、c（OH^-），即c（NH₄⁺）=c（CH₃COO^-）＞c（H⁺）=c（OH^-）；
故答案為：中性；CH₃COOH與NH₃?H₂O的電離平衡常數(shù)相等，可知CH₃COO^-和NH₄⁺在相等濃度時(shí)的水解程度相同；c（NH₄⁺）=c（CH₃COO^-）＞c（H⁺）=c（OH^-）；
Ⅱ、（1）根據(jù)圖示信息，可以知道1mol NO₂和1mol CO反應(yīng)生成CO₂和NO過程中會(huì)釋放234KJ的能量，即熱化學(xué)方程式為：NO₂（g）+CO（g）=CO₂（g）+NO（g）△H=-234kJ?mol^-1，
故答案為：NO₂（g）+CO（g）=CO₂（g）+NO（g）△H=-234kJ?mol^-1，故答案為：NO₂（g）+CO（g）=CO₂（g）+NO（g）△H=-234kJ?mol^-1；
（2）①由于合成氨反應(yīng)是放熱反應(yīng)，溫度越高，原料的轉(zhuǎn)化率越低，平衡常數(shù)越小，故有K₁＞K₂，故答案為：＞；
②a、達(dá)平衡時(shí)，各物質(zhì)的濃度不再隨時(shí)間的變化而變化，容器內(nèi)N₂、H₂、NH₃的濃度之比為1：3：2，不能作為平衡狀態(tài)的標(biāo)志，故a錯(cuò)誤；
b、3v （N₂）_正=v （H₂）_逆可判斷反應(yīng)達(dá)平衡狀態(tài)，化學(xué)反應(yīng)速率之比等于方程式的系數(shù)之比，故b錯(cuò)誤；
c、對(duì)于反應(yīng)前后氣體物質(zhì)的量變化的反應(yīng)，容器內(nèi)壓強(qiáng)保持不變可以作為平衡狀態(tài)的判據(jù)，故c正確；
d、由于容積不變，容器內(nèi)氣體的密度始終不變，故d錯(cuò)誤；
故答案為：c；
③400℃時(shí)，濃度商Q_c=

22

4×63

＜K，說明反應(yīng)正向進(jìn)行，因此有v（N₂）_正＞v（N₂）_逆，故答案為：＞．

點(diǎn)評(píng)：本題考查學(xué)生弱電解質(zhì)的電離平衡知識(shí)，要求學(xué)生具有分析和解決問題的能力，難度較大．