Question

11．請按要求完成下列各小題：
（1）用CO₂來生產燃料甲醇的反應原理為：
CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g），某些化學鍵的鍵能數據如下表：

化學鍵	C-H	H-H	C-O	C=O	H-O
鍵能/kj•mol-1	a	b	c	d	e

計算上述反應的焓變△H=（2d+3b-c-3a-3e）kJ/mol（用相應字母表示）．寫出上述反應的平衡常數表達式K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）×c（{H}_{2}O）}{c（C{O}_{2}）×{c}^{3}（{H}_{2}）}$；若只加壓，則平衡常數K不變（填“增大”“減小”或“不變”）．
（2）在溶液中，NaH₂PO₄和Na₃PO₄等物質的量混合恰好完全反應，該反應的離子方程式為H₂PO₄^-+PO₄^3-=2HPO₄^2-，
（3）某溫度（t℃）時，測得0.01mol•L^-1的NaOH溶液的pH=10．在此溫度下，將0.01mol•L^-1的H₂SO₄溶液V_aL與P
H=12的NaOH溶液V_bL混合，若所得混合液pH=11，則V_a：V_b=15：2．
（4）在25℃時，將cmol•L^-1的醋酸溶液與bmol•L^-1NaOH溶液等體積混合后溶液剛好呈中性，用含b、c的代數式表示CH₃COOH的電離常數K_a=$\frac{b×1{0}^{-7}}{c-b}$．
（5）三種弱酸HA、H₂B、HC，電離平衡常數的數值為：①1.8×10^-5、②5.6×10^-11、③4.9×10^-10、④4.3×10^-2（數據順序以打亂），已知三種酸和它們的鹽之間能發生以下反應：HA+HB^-（少量）=A^-+H₂B，H₂B（少量）+C^-=HB^-+HC．則三種酸對應的電離平衡常數分別為（請用序號填空）

	HA	H2B		HC
Ka	Ka1	Ka2	Ka3	Ka4
數值

Answer 1

分析 （1）反應的焓變△H=反應物總鍵能-生成物總鍵能；
化學平衡常數是指：一定溫度下，可逆反應到達平衡時，生成物的濃度系數次冪之積與反應物的濃度系數次冪之積的比，固體、純液體不需要在化學平衡常數中寫出；
平衡常數只受溫度影響，溫度不變，平衡常數不變；
（2）在溶液中，NaH₂PO₄和Na₃PO₄等物質的量混合恰好完全反應，則生成Na₂HPO₄；
（3）某溫度（t℃）時，測得0.01mol•L^-1的NaOH溶液的pH=10，則Kw=10^-10×0.01=10^-12，H₂SO₄溶液與NaOH溶液混合所得混合液pH=11，溶液呈堿性，表示出混合后溶液中c（OH^-），而混合后溶液中c（OH^-）=0.1mol/L；
（4）在25℃時，將cmol•L^-1的醋酸溶液與bmol•L^-1NaOH溶液等體積混合后溶液剛好呈中性，則c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L，由電荷守恒c（H⁺）+c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）+c（OH^-），則溶液中c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）=0.5b mol/L，由微粒守恒c（CH₃COO^-）+c（CH₃COOH）=0.5c mol/L，計算溶液中c（CH₃COOH），再根據電離平衡常數Ka=$\frac{c（{H}^{+}）×c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$計算；
（5）由HA+HB^-（少量）=A^-+H₂B，H₂B（少量）+C^-=HB^-+HC，可知酸性：HA＞H₂B＞HC＞HB^-，電離平衡常數越大，酸性越強．

解答 解：（1）反應的焓變△H=反應物總鍵能-生成物總鍵能，則△H=2dkJ/mol+3bkJ/mol-ckJ/mol-3akJ/mol-ekJ/mol-2ekJ/mol=（2d+3b-c-3a-3e）kJ/mol，
CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）的平衡常數表達式K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）×c（{H}_{2}O）}{c（C{O}_{2}）×{c}^{3}（{H}_{2}）}$，平衡常數只受溫度影響，增大壓強，平衡常數不變，
故答案為：（2d+3b-c-3a-3e）kJ/mol；$\frac{c（C{H}_{3}OH）×c（{H}_{2}O）}{c（C{O}_{2}）×{c}^{3}（{H}_{2}）}$；不變；
（2）在溶液中，NaH₂PO₄和Na₃PO₄等物質的量混合恰好完全反應，則生成Na₂HPO₄，反應離子方程式為：H₂PO₄^-+PO₄^3-=2HPO₄^2-，
故答案為：H₂PO₄^-+PO₄^3-=2HPO₄^2-；
（3）某溫度（t℃）時，測得0.01mol•L^-1的NaOH溶液的pH=10，則Kw=10^-10×0.01=10^-12，H₂SO₄溶液與NaOH溶液混合所得混合液pH=11，溶液呈堿性，而混合后溶液中c（OH^-）=0.1mol/L，則混合后溶液中c（OH^-）=（V_bL×1mol/L-2×V_aL×0.01mol/L）÷（V_aL+V_bL）=0.1mol/L，則V_a：V_b=15：2，
故答案為：15：2；
（4）在25℃時，將cmol•L^-1的醋酸溶液與bmol•L^-1NaOH溶液等體積混合后溶液剛好呈中性，則c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L，由電荷守恒c（H⁺）+c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）+c（OH^-），則溶液中c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）=0.5b mol/L，由微粒守恒c（CH₃COO^-）+c（CH₃COOH）=0.5c mol/L，溶液中c（CH₃COOH）=（0.5c-0.5b）mol/L，則電離平衡常數Ka=$\frac{c（{H}^{+}）×c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$=$\frac{1{0}^{-7}×0.5b}{（0.5c-0.5b）}$=$\frac{b×1{0}^{-7}}{c-b}$，
故答案為：$\frac{b×1{0}^{-7}}{c-b}$；
（5）由HA+HB^-（少量）=A^-+H₂B，H₂B（少量）+C^-=HB^-+HC，可知酸性：HA＞H₂B＞HC＞HB^-，電離平衡常數越大，酸性越強，則三種酸對應的電離平衡常數分別為：

	HA	H2B		HC
Ka	Ka1	Ka2	Ka3	Ka4
數值	④	①	③	②

，
故答案為：

	HA	H2B		HC
Ka	Ka1	Ka2	Ka3	Ka4
數值	④	①	③	②

．

點評 本題考查化學平衡常數及影響因素、反應熱計算、pH計算、鹽類水解、弱電解質電離及電離平衡常數，屬于拼合型題目，需要學生具備扎實的基礎，難度中等．