Question

Ⅰ、（1）現有濃度均為0.1 mol/L的下列溶液：①硫酸、②醋酸、③氫氧化鈉、④氯化銨,則①、②、③、④四種溶液中由水電離出的H⁺濃度由大到小的順序是（填序號）                      。

（2）已知某溫度下，純水中的C（H^＋）=5×10^-7mol/L，則此時溶液的C（OH^-）為   　 mol/L；若溫度不變，將pH＝11的NaOH溶液a L與pH＝1的H₂SO₄的溶液b L混合（忽略混合后溶液體積的變化），若所得混合溶液的pH＝2，則a∶b＝              。

Ⅱ、在一個容積固定的密閉容器中，要求通過調節體系的溫度使反應A(g)+2B(g)2C( g)達到平衡時，保持容器內氣體的總物質的量為12mol。現向反應容器中加入6.5molA，xmolB，2.0molC。

    ⑴若x=5.5時，需要降低體系溫度使反應在平衡時達到題設條件，則正反應是      熱反應。

    ⑵欲使反應維持向逆反應方向移動，則x的取值范圍為               。

⑶在一定溫度下的上述平衡體系中，另按1∶2的物質的量之比充入D、E兩種氣體（此時容器中的氣體的總物質的量不要求保持12mol），按D(g)+E(g)2F(g)發生反應。當反應達到平衡時，D在這三種物質的混合體系中的體積分數為p%。若向容器中投入m molD，n molF和一定物質的量的E，在這三種物質的新的平衡體系中，D的體積分數仍為p%，則所投入E的物質的量為        （用m、n表示；設A、B、C和D、E、F之間均不發生反應）。

Answer 1

Ⅰ、（1）④②③①　　（2）5×10^-7      18：7

Ⅱ、（1）放熱  （2）2.5<x<3.5   (3)2m+n/2

解析:

Ⅰ、（１）這四種溶液中，其中①、②、③對水的電離起到抑制作用，只有④對水的電離起到促進作用，所以④中H⁺濃度大，由水的離子積可計算①中C（H^＋）=5×10^-１４mol/L、②C（H^＋）＞10^-１３mol/L、③C（H^＋）=10^-１３mol/L，所以四種溶液中由水電離出的H⁺濃度由大到小的順序是④②③①。

（2）純水顯中性，所以C（H^＋）= C（OH^-）或者由水的電離方程式知，水電離的C（H^＋）= C（OH^-），所以純水中的C（OH^-）= C（H^＋）=5×10^-7mol/L。若溫度保持不變，則K_W=25×10^-14，依題可列等式：，解得。

Ⅱ、（1）若x=5.5，則加入物質總的物質的量為6.5﹢5.5+2=14mol＞12mol,則降溫平衡右移，正反應為放熱反應。

（2）依題意，平衡逆向移動，且保持容器內氣體的總物質的量為12mol，則有6.5﹢x+2＜12mol, x的取值為x＜3.5mol；又因為該反應是可逆反應，不可能進行到底，即反應物不可能完全轉化，當反應逆向進行時，假使2.0molC完全轉化，將得到1molA和2molB，則有（6.5+1）+（x+2）=12mol，解x=2.5mol。綜上所述，得x的取值范圍為2.5<x<3.5。

（3）經分析在恒溫恒容條件下，D、E兩種氣體按1∶2的物質的量之比充入，和向容器中投入m molD，n molF和一定物質的量的E，達到平衡狀態時，D的體積分數相等，這兩個平衡狀態是等效平衡。依題可得以下①②③為等效平衡：

         D(g)    +     E(g)    2F(g)

      ①     x             2x               0

      ②     m             y                n

③    m+0.5n        y+0.5n            0

則有關系式： （m+0.5n）:（y+0.5n ）=x:2x=1 :2

解得    y=2m+0.5n