Question

【題目】化學中存在許多平衡，如化學平衡、電離平衡、水解平衡、溶解平衡等等，對應的有化學平衡常數、電離平衡常數等。按要求回答下列問題：

（1）反應H2(g)+I2(g)2HI(g)的平衡常數為K1；反應HI(g)H2(g)+I2(g)的平衡常數為K2，則K1、K2之間的關系式為___(平衡常數為同溫度下的測定值)

（2）汽車凈化原理為2NO(g)+2CO(g)2CO2(g)+N2(g) ΔH<0。若該反應在絕熱、恒容的密閉體系中進行，下列示意圖正確且說明反應在進行到t1時刻達到平衡狀態的是___。

（3）某二元酸(分子式用H2B表示)在水中的電離方程式是：H2B=H++HB-；HB-H++B2-。在0.1mol/L的Na2B溶液中，下列粒子濃度關系式正確的是___。

A.c(B2-)+c(HB-)=0.1mol/L B.c(B2-)+c(HB-)+c(H2B)=c(Na+)

C.c(OH-)=c(H+)+c(HB-) D.c(Na+)+c(OH-)=c(H+)+c(HB-)

（4）下表為幾種酸的電離平衡常數

CH3COOH	H2CO3	H2S
1.8×10-5	K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11	K1=9.1×10-8 K2=1.1×10-12

則pH相同的CH3COONa、Na2CO3、NaHS溶液物質的量濃度由大到小的順序為___，少量CO2與NaHS反應的離子方程式為___。

（5）25℃時，向0.01molL-1的MgCl2溶液中，逐滴加入濃NaOH溶液，剛好出現沉淀時，溶液的pH為___；當Mg2+完全沉淀時，溶液的pH為___(忽略溶液體積變化，已知25℃時，Ksp[Mg(OH)2]=1.8×10-11，已知lg2.4=0.4，lg7.7=0.9。

（6）已知25℃時，Ksp[Fe(OH)3]=2.79×10-39，該溫度下反應：Fe(OH)3+3H+Fe3++3H2O的平衡常數K=___。

Answer 1

【答案】K1= B AC c(CH3COONa)>c(NaHS)>c(Na2CO3) HS-+H2O+CO2=H2S+HCO3- 9.6 11.1 2.79×103

【解析】

(1)根據化學平衡常數表達式，列出各反應的化學的平衡常數；

(2)應注意容器為絕熱，然后進行分析；

(3)應注意H2B的第一步電離是完全電離，進行分析；

(4)利用“越弱越水解”以及電離平衡常數大的制取電離平衡常數小的；

(5)利用溶度積進行計算；

(6)利用化學平衡常數進行分析；

(1)反應的平衡常數，則相同溫度下，反應的平衡常數為，故反應的平衡常數，故K；

答案為：；

(2)A.　到達平衡后正、逆速率相等，不再變化，時刻最大，之后隨反應進行速率發生變化，未到達平衡，故A錯誤；

B.　化學平衡常數是溫度的函數，一定溫度下，平衡常數不變，說明溫度不變，反應在絕熱容器中進行，說明正向的放熱與逆向吸熱相抵，速率相等，達到平衡狀態，故B正確；

C.　時刻后二氧化碳、CO的物質的量發生變化，時刻未到達平衡狀態，故C錯誤；

D.　圖中后NO的質量分數隨時間的變化而變化，不能判斷反應達到平衡狀態，故D錯誤；

答案為：B；

(3)在中存在水解平衡：，不會進一步水解，所以溶液中沒有分子，

A.　根據物料守恒得，故A正確；

B.　不會進一步水解，所以溶液中沒有分子，故B錯誤；

C.　根據質子守恒得，故C正確；

D.　根據電荷守恒得，故D錯誤；

答案為：AC；

(4)、、NaHS是強堿弱酸鹽，相同物質的量濃度的、、NaHS溶液對應的酸越弱水解程越大，pH值越大，所以相同濃度的三種溶液，pH大小關系為：，pH相同的、、NaHS溶液物質的量濃度由大到小的順序是；向NaHS溶液中通入少量，由于酸性：，故反應生成和碳酸氫鈉，不能生成二氧化碳，故反應的離子方程式為；

答案為：；；

(5)已知，逐滴加入NaOH溶液，當剛好出現沉淀時，，故，，故，即當時，氫氧化鎂開始沉淀；一般認為：溶液中離子濃度小于時沉淀完全，故鎂離子完全沉淀時有：，故，，故，即當時，氫氧化鎂沉淀完全；

答案為：；；

(6)已知時，，的平衡常數；

答案為：。