Question

Ⅰ、（1）在25℃條件下將pH=3的醋酸稀釋100倍后溶液的pH為

 

．
A．5    B．1    C．1～3之間D．3～5之間
（2）常溫下，pH=3的鹽酸和pH=11的氨水等體積混合后，混合溶液中c（Cl^-）

 

c（NH₄⁺）（填“＞”、“=”或“＜”）．
（3）常溫下，已知某CH₃COONa溶液中的c（Na⁺）=c（CH₃COO^一），則該溶液的pH

 

7（填“＞”、“=”或“＜”）．
Ⅱ、在一體積為10L的密閉容器中，通入一定量的CO和H₂O，在850℃發生如下反應：CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）△H＜0．CO和H₂O濃度變化如圖：
（1）0一4min的平均反應速率v（CO）=

 

mol/（L?min）．
（2）850℃時，平衡常數K=

 

．溫度從850℃降至800℃時，K將

 

（填“增大”或“減小”或“不變”）．
（3）下列措施中能使n（H₂）/n（CO）增大的是

 

（填選項序號）．
A．降低溫度              B．充入He（g），使體系壓強增大
C．將CO₂ （g）從體系中分離         D．再充入0.2mol CO和0.3mol H₂．

Answer 1

分析：I．（1）醋酸是弱電解質，加水稀釋促進醋酸電離；
（2）pH=3的鹽酸中c（H⁺）=10^-3mol/L，pH=11的氨水中c（OH^-）=10^-3mol/L，兩種溶液H⁺與OH^-離子濃度相等，但由于氨水為弱電解質，不能完全電離，則氨水濃度大于鹽酸濃度，二者等體積混合溶液呈堿性，根據電荷守恒判斷；
（3）任何電解質溶液中都存在電荷守恒，根據電荷守恒判斷；
II．（1）v=

△c

△t

進行計算；
（2）平衡時，c（H₂O）=0.18mol/L，c（CO）=0.08mol/L，c（H₂）=c（CO₂）=（0.30-0.18）mol/L=0.12mol/L，
K=

c(H2)．c(CO2)

c(CO)．c(H2O)

，降低溫度平衡向放熱反應方向移動；
（3）要使n（H₂）/n（CO）增大，則平衡向正反應方向移動，可以通過改變物質濃度、降低溫度等方法來實現．

解答：解：（1）醋酸是弱電解質，在溶液中部分電離，加水稀釋時促進醋酸電離，所以將pH=3的醋酸稀釋100倍后溶液中氫離子濃度大于原來的

1

100

，所以pH大于3而小于5，
故選D；
（2）pH=3的鹽酸中c（H⁺）=10^-3mol/L，pH=11的氨水中c（OH^-）=10^-3mol/L，兩種溶液H⁺與OH^-離子濃度相等，但由于氨水為弱電解質，不能完全電離，則氨水濃度大于鹽酸濃度，反應后氨水過量，溶液呈堿性，溶液中c（H⁺）＜c（OH^-），溶液呈電中性，則c（H⁺）+c（NH₄⁺）=c（OH^-）+c（Cl^-），所以c（NH₄⁺）＞c（Cl^-），
故答案為：＜；
（3）溶液中存在電荷守恒，根據電荷守恒得c（Na⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+c（CH₃COO^-），溶液中c（Na⁺）=c（CH₃COO^-），所以c（H⁺）=c（OH^-），故答案為：=；
II．（1）v=

△c

△t

=

(0.20-0.08)mol/L

4min

=0.03 mol/（L．min），
故答案為：0.03；
（2）平衡時，c（H₂O）=0.18mol/L，c（CO）=0.08mol/L，c（H₂）=c（CO₂）=（0.30-0.18）mol/L=0.12mol/L，
K=

c(H2)．c(CO2)

c(CO)．c(H2O)

=

0.12×0.12

0.18×0.08

=1，該反應的正反應是放熱反應，降低溫度平衡向正反應方向移動，則平衡常數增大，故答案為：1；增大；
（3）A．該反應是放熱反應，降低溫度平衡向正反應方向移動，則n（H₂）/n（CO）增大，故A正確；
B．充入He（g），使體系壓強增大，但反應物的物質的量濃度不變，則平衡不移動，故B錯誤；
C．將CO₂ （g）從體系中分離，平衡向正反應方向移動，則n（H₂）/n（CO）增大，故C正確；        
D．再充入0.2mol CO和0.3mol H₂，一氧化碳濃度=0.08mol/L+0.02mol/L=0.10mol/L，氫氣濃度=0.12mol/L+0.03mol/L=0.15mol/L，濃度商=

0.15×0.12

0.10×0.18

=1=K，平衡不移動，故D錯誤；
故選AC．

點評：本題考查了弱電解質的電離及化學平衡，明確弱電解質電離特點及影響化學平衡的因素是解本題關鍵，結合電荷守恒來分析離子濃度大小，根據化學平衡常數K來進行計算，易錯題是II（3）D，要根據濃度商與平衡常數大小判斷移動方向，難度較大．