Question

16．運用化學反應原理分析解答以下問題：
（1）弱酸在水溶液中存在電離平衡，部分0.1mol•L^-1弱酸的電離平衡常數(shù)如下表：

弱酸	電離平衡常數(shù)（25℃）
HClO	K=2.98×10-8
H2CO3	K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11
H2SO3	K1=1.54×10-2 K2=1.02×10-7

①當弱酸的濃度一定時，降低溫度，K值變�。ㄌ睢白兇蟆薄白冃　被颉安蛔儭保�．
②下列離子方程式和有關說法錯誤的是ac．
a．少量的CO₂通入次氯酸鈉溶液中：2ClO^-+H₂O+CO₂═2HClO+CO₃^2-
b．少量的SO₂通入碳酸鈉溶液中：SO₂+H₂O+2CO₃^2-═2HCO₃^-+SO₃^2-
c．相同溫度時，等物質的量濃度的三種弱酸與足量NaOH溶液完全中和消耗NaOH的體積為V（H₂CO₃）＞V（H₂SO₃）＞V（HClO）
d．相同溫度時，等pH三種鹽溶液的物質的量濃度關系：c（Na₂CO₃）＜c（NaClO）＜c（Na₂SO₃）
③亞硒酸（H₂SeO₃）也是一種二元弱酸，有較強的氧化性．往亞硒酸溶液中不斷通入SO₂會產生紅褐色單質，寫出該反應的化學方程式：H₂SeO₃+2SO₂+H₂O=Se↓+2H₂SO₄．
（2）工業(yè)廢水中常含有一定量的Cr₂O₇^2-和CrO₄^2-，它們對人類及生態(tài)系統(tǒng)會產生很大損害，必須進行處理后方可排放．
①在廢水中存在平衡：2CrO₄^2-（黃色）+2H⁺?Cr₂O₇^2-（橙色）+H₂O．若改變條件使上述平衡向逆反應方向移動，則下列說法正確的是ad．
a．平衡常數(shù)K值可以不改變
b．達到新平衡CrO₄^2-的消耗速率等于Cr₂O₇^2-的消耗速率
c．達到新平衡后，溶液pH一定增大
d．再達平衡前逆反應速率一定大于正反應速率
②Cr₂O₇^2-和CrO₄^2-最終生成的Cr（OH）₃在溶液中存在以下沉淀溶解平衡：Cr（OH）₃（s）?Cr³⁺（aq）+3OH^-（aq），常溫下Cr（OH）₃的K_sp=10^-32，當c（Cr³⁺）降至10^-3 mol•L^-1，溶液的pH調至4時，沒有（填“有”或“沒有”）沉淀產生．
（3）已知：①2CH₃OH（g）?CH₃OCH₃（g）+H₂O（g）
②CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）
③CO（g）+H₂O（g） CO₂（g）+H₂（g）
某溫度下三個反應的平衡常數(shù)的值依次為K₁、K₂、K₃，則該溫度下反應3CO（g）+3H₂（g）?CH₃OCH₃（g）+CO₂（g）的化學平衡常數(shù)K=K₁K₂²K₃（用含K₁、K₂、K₃的代數(shù)式表示）．向某固定體積的密閉容器中加入3mol CO和3mol H₂，充分反應后恢復至原溫度，測定容器的壓強為反應前的$\frac{1}{2}$，則CO的轉化率為75%．

Answer 1

分析 （1）①根據(jù)電離為吸熱過程判斷；
②由表中數(shù)據(jù)可知酸性H₂SO₃＞H₂CO₃＞HSO₃^-＞HClO＞HCO₃^-，且HClO具有氧化性，H₂SO₃具有還原性，結合酸性的強弱以及鹽類的水解解答；
③往亞硒酸溶液中不斷通入SO₂會產生紅褐色單質，應生成Se，說明亞硒酸與二氧化硫發(fā)生氧化還原反應生成硫酸和Se；
（2）①使平衡向正反應方向移動，可增大反應物濃度或減小生成物濃度，如溫度不變，則平衡常數(shù)不變；
②當c（Cr³⁺）降至10^-3 mol•L^-1，溶液的pH調至4時，c（OH^-）=10^-10mol/L，結合Ksp計算并判斷；
（3）平衡常數(shù)是利用生成物平衡濃度冪次方乘積除以反應物平衡濃度冪次方乘積得到；方程式相加時，總平衡常數(shù)等于分方程的平衡常數(shù)之積；結合三段式法列式計算．

解答 解：（1）①弱酸的電離為吸熱過程，加熱促進電離，平衡常數(shù)增大，降低溫度，平衡常數(shù)減小，故答案為：變�。�
 ②由表中數(shù)據(jù)可知酸性H₂SO₃＞H₂CO₃＞HSO₃^-＞HClO＞HCO₃^-，
a．少量的CO₂通入次氯酸鈉溶液中應生成HCO₃^-，反應的離子方程式為ClO^-+H₂O+CO₂=HClO+HCO₃^-，故a錯誤；
b．少量的SO₂通入碳酸鈉溶液中生成HCO₃^-和SO₃^2-，離子方程式為SO₂+H₂O+2CO₃^2-=2HCO₃^-+SO₃^2-，故b正確；
c．相同溫度時，等物質的量三種弱酸與足量NaOH溶液完全中和，因碳酸、亞硫酸都為二元酸，則消耗NaOH的體積為：V（H₂CO₃）=V（H₂SO₃）＞V（HClO），故c錯誤；
d．鹽對應的酸的酸性越弱，則水解程度越大，相同溫度時，等pH時鹽溶液濃度越小，則三種鹽溶液的物質的量濃度關系：c（Na₂CO₃）＜c（NaClO）＜c（Na₂SO₃），故d正確，
故答案為：ac；
③往亞硒酸溶液中不斷通入SO₂會產生紅褐色單質，應生成Se，說明亞硒酸與二氧化硫發(fā)生氧化還原反應生成硫酸和Se，方程式為H₂SeO₃+2SO₂+H₂O=Se↓+2H₂SO₄，故答案為：H₂SeO₃+2SO₂+H₂O=Se↓+2H₂SO₄；
（2）①a．如溫度不變，則平衡常數(shù)K值可以不改變，故a正確；
b．由速率關系以及計量數(shù)可知達到新平衡CrO₄^2-的消耗速率等于Cr₂O₇^2-的消耗速率的2倍，故b錯誤；
c．如增大溶液氫離子濃度，則平衡正向移動，平衡移動后達到新平衡溶液pH一定減小，故c錯誤；
d．平衡時正逆反應速率相等，平衡正向移動，則再達平衡前正反應速率一定大于逆反應速率，故d正確．
故答案為：ad；
 ②當c（Cr³⁺）降至10^-3 mol•L^-1，溶液的pH調至4時，c（OH^-）=10^-10mol/L，c（Cr³⁺）•c³（OH^-）=10^-33＜10^-32，沒有沉淀生成，
故答案為：沒有；
（3）由蓋斯定律可知將反應①×2+反應②+反應③相加得總方程，則總方程的平衡常數(shù)等于分方程的平衡常數(shù)之積，即K=K₁²•K₂•K₃，
           3CO（g）+3H₂（g）?CH₃OCH₃（g）+CO₂（g） 
起始（mol） 3         3                x                      x 
轉化（mol） x         x                $\frac{1}{3}$x                 $\frac{1}{3}$x 
平衡（mol） 3-x       3-x            $\frac{2}{3}$x                  $\frac{2}{3}$x
容器的壓強為反應前的$\frac{1}{2}$，則$\frac{6-\frac{2}{3}x}{6}$=$\frac{1}{2}$，
x=2.25，
則CO的轉化率為$\frac{2.25}{3}$×100%=75%，
故答案為：K₁K₂²K₃；75%．

點評 本題考查較為綜合，為高考常見題型，側重于學生的分析、計算能力的考查，題目涉及蓋斯定律應用、弱電解質的電離、平衡常數(shù)的計算應用等知識，注意（3）方程式相加時，總平衡常數(shù)等于分方程的平衡常數(shù)之積，（1）是本題的易錯點和高頻考點，題目難度中等．