Question

（1）在恒容絕熱（不與外界交換能量）條件下進行
2A（g）+B（g）?2C（g）+D（s）反應，按下表投料，反應達到平衡狀態，測得體系壓強升高．簡述該反應的平衡常數與溫度的變化關系

 

．

物質	A	B	C	D
起始投料/mol	2	1	2	0

（2）25℃時，將amol 醋酸鈉溶于水，溶液顯堿性，原因是

 

（用離子方程式表示）．向該溶液滴加bL醋酸溶液后溶液呈中性，則滴加醋酸溶液的過程中水的電離平衡將

 

（填”正向”“不”或“逆向”）移動，所滴加醋酸溶液的濃度為

 

mol?L^-1．（CH₃COOH的電離平衡常數取K_a=1.8X10^-5 mol?L^-1）
（3）常溫下，將0.1mol/LNaOH和0.1mol/L NH₄NO₃溶液混合，所得溶液為中性，則混合溶液中各離子的濃度按由大到小排序為

 

．
（4）用惰性電極電解200mlPH=5的Cu（NO₃）₂溶液（25℃），一段時間后溶液PH=1，（忽略溶液體積變化）若要使溶液恢復到電解前的原樣可向所得溶液中加入

 

（填入化學式）

 

g．

Answer 1

考點：化學平衡的影響因素,弱電解質在水溶液中的電離平衡,電解原理,離子濃度大小的比較

專題：基本概念與基本理論

分析：（1）2A （g）+B（g）?2C（g）+D（s）反應，反應為氣體體積縮小的反應，容器的體積不變，平衡時壓強增大，故絕熱條件下，混合氣體的溫度升高，即正反應為放熱反應，結合溫度對平衡移動的影響判斷溫度與平衡常數的變化關系；
（2）醋酸鈉溶液中，醋酸根離子水解，溶液顯示堿性；加入醋酸，溶液中氫離子濃度增大，抑制了醋酸的電離；溶液為中性，則c（H⁺）=1.0×10^-7mol/L，根據醋酸的電離平衡醋酸表達式：K_a=

c(CH3COO-)c(H+)

c(CH3COOH)

進行計算；
（3）硝酸銨溶液顯示酸性，加入少量的氫氧化鈉溶液，可以使溶液顯示中性，則加入的氫氧化鈉溶液體積較小，根據電荷守恒判斷溶液中各離子濃度大��；
（4）根據電解后溶液的pH計算出溶液中中氫離子濃度，然后根據n=cV計算出溶液中氫離子的物質的量，再根據電解方程式計算出需要加入的物質及質量．

解答： 解：（1）由起始D的物質的量為0可知，反應2A （g）+B（g）?2C（g）+D（s）向正反應進行建立平衡，正反應是氣體體積減小的反應，容器的體積不變，平衡時壓強增大，故絕熱條件下，混合氣體的溫度升高，則正反應為放熱反應，升高溫度平衡向逆反應進行，化學平衡常數減小，
故答案為：升高溫度平衡常數減��；
（2）醋酸鈉溶液中，醋酸根離子部分水解：CH₃COO^-+H₂O?CH₃COOH+OH^-，溶液顯示堿性；加入醋酸后，溶液中氫離子濃度增大，抑制了醋酸根離子的水解，平衡向逆向移動；
醋酸中存在CH₃COO^-+H₂O?CH₃COOH+OH^-，溶液呈中性，則c（H⁺）=1.0×10^-7mol/L，
則：

c(CH3COO-)c(H+)

c(CH3COOH)

=1.8×10^-5mol/L，醋酸根離子濃度為：

amol

bL

=

a

b

mol，
則滴加醋酸的濃度為：

a

180b

mol/L，
故答案為：CH₃COO^-+H₂O?CH₃COOH+OH^-；逆向；

a

180b

；
（3）常溫下，將0.1mol/LNaOH和0.1mol/L NH₄NO₃溶液混合，所得溶液為中性，c（H⁺）=（OH^-），說明加入的氫氧化鈉少量，根據電荷守恒c（Na⁺）+c（H⁺）+c（NH₄⁺）=c（OH^-）+c（NO₃^-）可知，c（NO₃^-）＞c（NH₄⁺）＞c（Na⁺），則混合溶液中各離子的濃度按由大到小排序為：c（NO₃^-）＞c（NH₄⁺）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）=（OH^-），
故答案為：c（NO₃^-）＞c（NH₄⁺）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）=（OH^-）；
（4）電解一段時間后溶液的pH=1，溶液中氫離子濃度為0.1mol/L，溶液中氫離子的物質的量為：0.1mol/L×0.2L=0.02mol，根據電解的離子方程式2Cu²⁺+2H₂O

電解  .

2Cu+O₂↑+4H⁺可知，反應生成銅的物質的量為：0.02mol×

2

4

=0.01mol，生成氧氣的物質的量為：0.02mol×

1

4

0.005mol，相當于減少了0.01molCuO，其質量為：80g/mol×0.01mol=0.8g，
故答案為：CuO；0.8．

點評：本題考查了弱電解質電離及其影響、離子濃度大小比較、電解原理及其計算、有關電離平衡常數的計算，題目難度稍大，涉及的知識點較多、內容比較廣泛，充分考查了學生對所學知識的掌握情況．