Question

實際上電離平衡、鹽的水解平衡等，它們都可看作是化學平衡的一種．請根據(jù)所學化學知識回答下列問題：
（1）工業(yè)上一般可采用如下反應來合成甲醇：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）．分析該反應并回答下列問題：
①平衡常數(shù)表達式為K=

 

．
②如圖是該反應在不同溫度下CO的轉(zhuǎn)化率隨時間變化的曲線．
T₁和T₂溫度下的平衡常數(shù)大小關系是K₁

 

K₂（填“＞”、“＜”或“=”）．
③已知在常溫常壓下：
2CH₃OH（l）+3O₂（g）═2CO₂（g）+4H₂O（g）△H=-akJ?mol^-1；
2CO（g）+O₂（g）═2CO₂（g）△H=-bkJ?mol^-1；
H₂O（g）═H₂O（l）△H=-ckJ?mol^-1；
則，CH₃OH（l）+O₂（g）=CO（g）+2H₂O（l）△H

 

kJ?mol^-1．
（2）常溫下，如果取0.1mol?L^-1HA溶液與0.1mol?L^-1NaOH溶液等體積混合（不計混合后溶液體積的變化），測得混合溶液的pH=8，請回答下列問題：
①混合后溶液的pH=8的原因（用離子方程式表示）：

 

．
②混合溶液中c（Na⁺）-c（A^-）=

 

mol?L^-1（填精確計算結果的具體數(shù)字）．
③已知NH₄A溶液為中性、將HA溶液加到Na₂CO₃溶液中有氣體放出，試推斷NH₄HCO₃溶液的pH

 

7（填＜、＞、=）

Answer 1

考點：化學平衡常數(shù)的含義,用蓋斯定律進行有關反應熱的計算,pH的簡單計算

專題：化學平衡專題,電離平衡與溶液的pH專題,電化學專題

分析：（1）①化學平衡常數(shù)等于生成物濃度的系數(shù)次冪之積除以反應物濃度的系數(shù)次冪之積，據(jù)此寫出平衡常數(shù)的表達式；
②根據(jù)圖可知，T₂線的起始斜率大，說明T₂的溫度高，而此時一氧化碳的轉(zhuǎn)化率小，說明升高溫度平衡逆向移動，所以K₁＞K₂；
③利用蓋斯定律可以算出△H值；
（2）①取0.1mol?L^-1HA溶液與0.1mol?L^-1NaOH溶液等體積混合，生成NaA的濃度為0.051mol?L^-1，NaA為強堿弱酸鹽，發(fā)生水解，使溶液呈堿性，據(jù)此答題；
②利用溶液中電荷守恒進行計算；
③HA溶液加到Na₂CO₃溶液中有氣體放出，說明HA酸性強于碳酸，NH₄A溶液為中性說明銨根離子水解程度和A^-的水解程度相等，所以碳酸氫根離子的水解程度大于銨根離子，碳酸氫根離子水解呈堿性，據(jù)此答題；

解答： 解：（1）①化學平衡常數(shù)等于生成物濃度的系數(shù)次冪之積除以反應物濃度的系數(shù)次冪之積，所以平衡常數(shù)的表達式為

c(CH3OH)

c(CO)?c2(H2)

，故答案為：

c(CH3OH)

c(CO)?c2(H2)

；
②根據(jù)圖可知，T₂線的起始斜率大，說明T₂的溫度高，而此時一氧化碳的轉(zhuǎn)化率小，說明升高溫度平衡逆向移動，所以K₁＞K₂，故答案為：＞；
③將反應①2CH₃OH（l）+3O₂（g）═2CO₂（g）+4H₂O（g）△H=-akJ?mol^-1；②2CO（g）+O₂（g）═2CO₂（g）△H=-bkJ?mol^-1；③H₂O（g）═H₂O（l）△H=-ckJ?mol^-1；
進行合并，

①-②+③×4

2

可得反應CH₃OH（l）+O₂（g）=CO（g）+2H₂O（l），根據(jù)蓋斯定律可知，△H=

-a-(-b)+4×(-c)

2

kJ?mol^-1=

b-a-4c

2

kJ?mol^-1，故答案為：

b-a-4c

2

；
（2）①取0.1mol?L^-1HA溶液與0.1mol?L^-1NaOH溶液等體積混合，生成NaA的濃度為0.05mol?L^-1，NaA為強堿弱酸鹽，發(fā)生水解，使溶液呈堿性，離子方程式為：A^-+H₂O?HA+OH^-，故答案為：A^-+H₂O?HA+OH^-；
②根據(jù)溶液中電荷守恒有c（Na⁺）+c（H⁺）=c（A^-）+c（OH^-），則c（Na⁺）-c（A^-）=c（OH^-）-c（H⁺）=（10^-6-10^-8）mol/L=9.9×10^-7mol/L，故答案為：9.9×10^-7；
③HA溶液加到Na₂CO₃溶液中有氣體放出，說明HA酸性強于碳酸，NH₄A溶液為中性說明銨根離子水解程度和A^-的水解程度相等，所以碳酸氫根離子的水解程度大于銨根離子，碳酸氫根離子水解呈堿性，所溶液的PH值大于7，故答案為：＞；

點評：本題主要考查了化學平衡常數(shù)的表達、蓋斯定律、鹽類的水解等知識，綜合性較強，中等難度，解題的難點是電解質(zhì)溶液中的守恒關系的運用．