Question

11．（1）高爐煉鐵過程中發生的主要反應為：$\frac{1}{3}$Fe₂O₃（s）+CO（g）?$\frac{2}{3}$Fe （s）+CO₂（g），已知該反應在不同溫度下的平衡常數如表．

溫度/℃	1000	1150	1300
平衡常數	4.0	3.7	3.5

則：①該反應的△H＜0（填“＞”、“＜”或“=”）；
②在一個容積為10L的密閉容器中，1000℃時加入Fe、Fe₂O₃、CO、CO₂各1.0mol，反應經過l0min后達到平衡．求CO的平衡轉化率=60%．
（2）常溫下，HR（酸）溶液pH=3，MOH（堿）的溶液pH=11，兩者等體積混合后溶液顯堿性．則混合溶液中必定有一種離子能發生水解，該水解反應的離子方程式M⁺+H₂O?MOH+H⁺
（3）25℃時，pH=0的HCl、0.1mol/L的HCl、0.01mol/L的NaOH、pH=14的NaOH四種溶液中由水電離產生的C（H⁺）水 之比為1：10：100：1．
（4）已知25℃時，電離常數K_a（HF）=3.6×10^-4，則0.1mol•L^-1 HF溶液中c（H⁺）=6×10^-3mol•L^-1
（5）在溫度t℃時，pH=3的某水溶液中c（OH^-）=10^-8 mol/L．在此溫度下5×10^-5mol/LBa（OH）₂溶液的pH=7．

Answer 1

分析 （1）①由表中數據可知，溫度越高平衡常數越小，故升高溫度平衡向逆反應移動，正反應為放熱反應；
②令平衡時CO的物質的量變化為nmol，利用三段式表示出平衡時CO、CO₂的物質的量，進而計算CO的濃度變化量，再利用轉化率定義計算CO的轉化率；
（2）根據酸中氫離子和堿中氫氧根離子的關系結合混合溶液的酸堿性確定堿的強弱，從而確定易水解的離子，根據水解方程式寫出即可；
（3）電離平衡為H₂O?H⁺+OH^-，在水中加入酸或者堿溶液，導致溶液中氫離子或者氫氧根離子濃度增大，抑制了水的電離；酸溶液中氫氧根離子是水電離的，堿溶液中氫離子是水電離，據此計算出各項水電離的氫離子濃度；
（4）已知25℃時，電離常數K_a（HF）=3.6×10^-4，則0.1mol•L^-1 HF溶液中HF?H⁺+F^-，K_a（HF）=$\frac{c（{H}^{+}）c（{F}^{-}）}{c（HF）}$，計算得到c（H⁺）；
（5）在溫度t℃時，pH=3的某水溶液中c（OH^-）=10^-8 mol/L，此溫度下離子積常數Kw=10^-3×10^-8=10^-11，據此計算氫氧化鋇溶液中氫離子濃度得到溶液PH．

解答 解：（1）①由表中數據可知，溫度越高平衡常數越小，故升高溫度平衡向逆反應移動，正反應為放熱反應，即△H＜0，
故答案為：＜；
②（2）令平衡時CO的物質的量變化為nmol，則：
          $\frac{1}{3}$Fe₂O₃（s）+CO（g）?$\frac{2}{3}$Fe（s）+CO₂（g）
開始（mol）：1                              1
變化（mol）：n                               n
平衡（mol）：1-n                            n+1
所以 $\frac{n+1}{1-n}$=4，解得n=0.6，
CO的平衡轉化率為$\frac{0.6}{1}$×100%=60%，
故答案為：60%；
（2）酸中C（H⁺）=10^-3 mol/L，堿中C（OH^-）=10^-3 mol/L，所以C（H⁺）=C（OH^-）=10^-3 mol/L，兩者等體積混合后溶液顯堿性，說明堿過量，即氫氧根離子濃度小于堿濃度，所以該堿是弱堿，溶液中水解的離子是該堿的陽離子，水解方程式為：M⁺+H₂O?MOH+H⁺，
故答案為：M⁺+H₂O?MOH+H⁺；
（3）酸溶液中，氫氧根離子是水電離，堿溶液中氫離子是水電離的，
①pH=0的鹽酸，溶液中氫離子濃度為1mol/L，水電離的氫氧根離子為：$\frac{1×1{0}^{-14}}{1}$mol/L=1×10^-14mol/L；
②0.1mol/L鹽酸，溶液中氫離子濃度為0.1mol/L，水電離的氫氧根離子為：$\frac{1×1{0}^{-14}}{0.1}$mol/L=1×10^-13mol/L；
③0.01mol/L的NaOH 溶液，溶液中氫離子濃度為：$\frac{1×1{0}^{-14}}{0.01}$mol/L=1×10^-12mol/L；
④pH=14的NaOH 溶液，溶液中氫離子濃度為：1mol/L；
所以由水電離產生的c（H⁺）之比①：②：③：④=1×10^-14mol/L：1×10^-13mol/L：1×10^-12mol/L：mol/L=1：10：100：1，
故答案為：1：10：100：1；
（4）已知25℃時，電離常數K_a（HF）=3.6×10^-4，則0.1mol•L^-1 HF溶液中HF?H⁺+F^-，K_a（HF）=$\frac{c（{H}^{+}）c（{F}^{-}）}{c（HF）}$，c（H⁺）=$\sqrt{Ka×c（HF）}$=$\sqrt{3.6×1{0}^{-4}×0.1}$
=6×10^-3mol/L，
故答案為：6×10^-3 ；
（5）在溫度t℃時，pH=3的某水溶液中c（OH^-）=10^-8 mol/L，此溫度下離子積常數Kw=10^-3×10^-8=10^-11，在此溫度下5×10^-5mol/LBa（OH）₂溶液中c（OH-）=1×10^-4mol/L，溶液直至c（H⁺）=$\frac{1{0}^{-11}}{1×1{0}^{-4}}$=10^-7mol/L，溶液的pH=7，
故答案為：7．

點評 本題考查了水的電離、離子積常數、平衡計算，題目難度中等，解題關鍵是合理判斷酸堿溶液中水電離情況分析及計算方法，注意酸溶液中，氫氧根離子是水電離，堿溶液中氫離子是水電離的．