Question

I.將0.40mol N₂O₄氣體充入2 L固定容積的密閉容器中發(fā)生如下反應(yīng)：N₂O₄(g) 2NO₂(g) △H。在T_l℃和T₂℃時，測得NO₂的物質(zhì)的量隨時間變化如下圖所示：

(1)T_l℃時，40s～80s內(nèi)用N₂O₄表示該反應(yīng)的平均反應(yīng)速率為_________________mol/(L·s)。

(2)△H___________0(填“>”、“<”或“=”)。

(3)改變條件重新達(dá)到平衡時，要使的比值變小，可采取的措施有__________(填序號)。

a.增大N₂O₄的起始濃度            b.升高溫度

c.向混合氣體中通入NO₂      d.使用高效催化劑

II.已知：常溫下，HCN的電離常數(shù)為K_a=5×10^－10。

(4)有濃度相同的HCN和NaCN的混合溶液。

①通過計算說明該溶液的酸堿性_____________________________________________。

②該溶液中各離子的濃度由大到小的順序是___________________________________。

(5)常溫下，向某濃度的HCN溶液中逐滴加入NaOH溶液至溶液呈中性。

①該過程溶液中水的電離程度的變化為______________。

②若混合溶液中c(Na⁺)=a mol/L，則c(HCN)=_________mol/L。

Answer 1

【答案】Ⅰ.(1)0.00125

(2)>

(3)ac

Ⅱ.(4)①由HCN的K_a=5×10^－10，則CN^－的水解平衡常數(shù)K_h==2×10^－5，因?yàn)?i>K_h>K_a，則CN^－的水解程度大于HCN的電離程度，則濃度相同的HCN和NaCN的混合溶液呈堿性。

②c(Na⁺)>c(CN^－)>c(OH^－)>c(H⁺)

(5)①逐漸增大

②200a

【解析】本題考查了化學(xué)反應(yīng)速率的計算、化學(xué)平衡移動原理的應(yīng)用、弱酸的電離、鹽類的水解、離子濃度的比較、水的電離及有關(guān)計算。Ⅰ、(2)由圖象可知T_l℃時，40s～80s內(nèi)NO₂物質(zhì)的量改變量為：0.60mol－0.40mol=0.20mol，故v(NO₂)==0.0025 mol/(L·s)，由化學(xué)反應(yīng)速率之比等于計量數(shù)之比可得v(N₂O₄)=mol/(L·s)=0.00125 mol/(L·s)。

(2)由圖像斜率可知，T_l℃速率大于T₂℃速率，故T_l℃>T₂℃，由圖可知，溫度由T_l℃到T₂℃，溫度降低，NO₂物質(zhì)的量減小，平衡逆向移動，故逆向?yàn)榉艧岱磻?yīng)，正向?yàn)槲鼰岱磻?yīng)，則△H>0。

(3)反應(yīng)物只有一種，增大N₂O₄的起始濃度，即按比例加入反應(yīng)物，等效為加壓，加壓平衡逆向移動，所以減小，故a正確。升高溫度，平衡正向移動，故增大，故錯。生成物只有一種，向混合氣體中通入NO₂，即按比例加入生成物，則等效為加壓，加壓，平衡逆向移動，所以減小，故c正確。使用高效催化劑，催化劑只影響速率不影響平衡，所以使用高效催化劑，不變，故d錯。

Ⅱ.(4)①由HCN的K_a=5×10^－10，則CN^－的水解平衡常數(shù)K_h===2×10^－5，因?yàn)?i>K_h>K_a，所以CN^－的水解程度大于HCN的電離程度，故濃度相同的HCN和NaCN的混合溶液呈堿性。②根據(jù)電荷守恒可得c(Na⁺)+c(H⁺)=c(CN^－)+c(OH^－)，由于該溶液呈堿性，則c(OH^－)>c(H⁺)，故c(Na⁺)>c(CN^－)。

(5)常溫下，向某濃度的HCN溶液中逐滴加入NaOH溶液至溶液呈中性，溶液中氫離子濃度逐漸減小，對水的電離抑制程度逐漸減小，故水的電離的逐漸增大。②若混合溶液中c(Na⁺)=a mol/L，則根據(jù)電荷守恒c(H⁺)=c(OH^－)=10^－7mol/L，故c(Na⁺)=c(CN^－)= a mol/L，故K_a=5×10^－10=,則c(HCN)=200a mol/L。