Ⅰ電離平衡常數(shù)(用K表示)的大小可以判斷電解質的相對強弱.25℃時,有關物質的電離平衡常數(shù)如下表所示:
化學式 HF H2CO3 HClO
電離平衡常數(shù)
(K)
7.2×10-4 K1=4.4×10-7
K2=4.7×10-11
3.0×10-8
(1)物質的量濃度均為0.1mol/L的下列四種溶液:①Na2CO3溶液 ②NaHCO3溶液 ③NaF溶液 ④NaClO溶液.依據(jù)數(shù)據(jù)判斷pH由大到小的順序是
 

(2)25℃時,在20mL0.1mol?L-1氫氟酸中加入VmL0.1mol?L-1NaOH溶液,測得混合溶液的pH變化曲線如圖所示精英家教網(wǎng),下列說法正確的是
 

A.pH=3的HF溶液和pH=11的NaF溶液中,由水電離出的c(H+)相等
B.①點時pH=6,此時溶液中,c(F-)-c(Na+)=9.9×10-7mol/L
C.②點時,溶液中的c(F-)=c(Na+
D.③點時V=20mL,此時溶液中c(F-)<c(Na+)=0.1mol?L-1
(3)已知25℃時,①HF(aq)+OH-(aq)=F-(aq)+H2O(l)△H=-akJ?mol-1,
②H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)△H=-bkJ?mol-1,
氫氟酸的電離方程式及熱效應可表示為
 

(4)長期以來,一直認為氟的含氧酸不存在.1971年美國科學家用氟氣通過細冰末時獲得HFO,其結構式為H-O-F.HFO與等物質的量的H2O反應得到HF和化合物A,則每生成1molHF轉移
 
mol電子.
Ⅱ氯化硫酰(SO2Cl2)主要用作氯化劑.它是一種無色液體,熔點-54.1℃,沸點69.1℃.氯化硫?捎酶稍锏亩趸蚝吐葰庠诨钚蕴看呋瘎┐嬖谙路磻迫。
SO2(g)+Cl2(g)精英家教網(wǎng)SO2Cl2(l)△H=-97.3kJ?mol-1
(1)試寫出常溫常壓下化學平衡常數(shù)K的表達式:K=
 
;
(2)對上述反應,若要使化學平衡常數(shù)K增大,化學反應速率v也增大,可采取的措施是
 
(選填編號).
a.降低溫度                    b.移走SO2Cl2
c.增加反應物濃度              d.無法滿足上述條件
(3)下列描述中能說明上述反應已達平衡的是
 
(選填編號).
a.υ(Cl2)=υ(SO2)               b.容器中氣體壓強不隨時間而變化
c.c(Cl2):c(SO2)=1:1           d.容器中氣體顏色不隨時間兩變化
(4)300℃時,體積為1L的密閉容器中充入16.20g SO2Cl2,達到平衡時容器中含SO2 7.616g.若在上述中的平衡體系中,再加入16.20g SO2Cl2,當再次達平衡時,容器中含SO2的質量范圍是
 
分析:I.(1)等物質的量濃度的鈉鹽溶液,酸根離子水解程度越大其溶液的pH越大;
(2)A.酸或堿抑制水電離,含有弱根離子的鹽促進水電離;
B.根據(jù)電荷守恒計算;
C.根據(jù)電荷守恒計算;
D.等物質的量的氫氟酸和氫氧化鈉恰好反應生成氟化鈉,溶液呈堿性,根據(jù)電荷守恒判斷,注意等體積混合時,不水解離子濃度變?yōu)樵瓉淼囊话耄?br />(3)利用蓋斯定律分析,注意氫氟酸是弱電解質;
(4)根據(jù)原子守恒確定A,再根據(jù)化合價變化計算轉移電子;
II.(1)化學平衡常數(shù)是指在一定溫度下,可逆反應達到平衡時各生成物濃度的化學計量數(shù)次冪的乘積除以各反應物濃度的化學計量數(shù)次冪的乘積所得的比值,據(jù)此書寫;
(2)平衡常數(shù)只受溫度影響,將化學平衡常數(shù)K增大,應使平衡向正反應移動,該反應正反應是放熱反應,故應降低溫度,化學反應速率降低,據(jù)此解答;
(3)達到平衡狀態(tài)時,正逆反應速率相等,各物質的濃度不變,百分含量不變,以及由此衍生其它一些物理量不變,據(jù)此結合選項判斷;
(4)再加入16.20g SO2Cl2,平衡向生成二氧化硫的方向移動,平衡時二氧化硫的質量增大,可以等效為增大壓強,SO2Cl2轉化率降低,平衡時二氧化硫的質量小于原平衡時的2倍.
解答:I.(1)等物質的量濃度的鈉鹽溶液,酸根離子水解程度越大其溶液的pH越大,酸的電離常數(shù)越小其酸根離子水解程度越大,所以等物質的量濃度的①Na2CO3溶液②NaHCO3溶液③NaF溶液④NaClO溶液中pH由大到小的順序是:①④②③,故答案為:①④②③;
(2)A.氫氟酸抑制水電離,氟化鈉促進水電離,所以pH=3的HF溶液和pH=11的NaF溶液中,由水電離出的不相等,故錯誤;
B.①點時pH=6,溶液中存在電荷守恒,c(F-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+),所以c(F-)-c(Na+)=c(H+)-c(OH-)=9.9×10-7mol/L,故正確;
C.②點時,溶液呈中性,c(OH-)=c(H+),溶液中存在電荷守恒,c(F-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+),
所以c(F-)=c(Na+),故正確;
D.③點時V=20mL,此時溶液中溶質在氟化鈉,溶液呈堿性,根據(jù)電荷守恒知c(F-)<c(Na+),但等體積混合時不水解的離子濃度變?yōu)樵瓉淼囊话耄詂(F-)<c(Na+)=0.05mol/L,故錯誤;
故選BC;
(3)通過表格知,氫氟酸是弱電解質,將方程式①-②得HF(aq)?H+(aq)+F-(aq)△H=-(a-b)KJ?mol-1,故答案為:HF(aq)?H+(aq)+F-(aq)△H=-(a-b)KJ?mol-1
(4)根據(jù)原子守恒知,該反應方程式為:HFO+H2O=HF+H2O2,根據(jù)元素化合價知,每生成1molHF轉移 1mol電子,故答案為:1;
II.(1)根據(jù)平衡常數(shù)公式知,該反應的平衡常數(shù)K=
1
c(SO2).c(Cl2)
,
故答案為:
1
c(SO2).c(Cl2)

(2)平衡常數(shù)只受溫度影響,將化學平衡常數(shù)K增大,應使平衡向正反應移動,該反應正反應是放熱反應,故應降低溫度,化學反應速率降低,故不能實現(xiàn)K增大的同時化學反應速率v增大,故選d;
(3)a.υ(Cl2)=υ(SO2),沒有指明正、逆速率,無法判斷,故a錯誤;
b.隨反應進行,氣體的物質的量減小,壓強減小,容器中氣體壓強不隨時間而變化,說明達到平衡,故b正確;
c.平衡時氯氣與二氧化硫的濃度與起始濃度有關,起始濃度不同,平衡時二者濃度不同,若二者起始濃度相同,用于二者按1:1反應,故任意時刻二者的濃度都相同,故c(Cl2):c(SO2)=1:1不能說明達到平衡,故c錯誤;
 d.容器中氣體顏色不隨時間兩變化,說明氯氣的濃度不再變化,說明達到平衡,故d正確;
故答案為:bd;
(4)再加入16.20g SO2Cl2,平衡向生成二氧化硫的方向移動,平衡時二氧化硫的質量增大,可以等效為增大壓強,SO2Cl2轉化率降低,平衡時二氧化硫的質量小于原平衡時的2倍,故平衡時7.616g<m(SO2)<15.232g,
故答案為:7.616g<m(SO2)<15.232g.
點評:本題考查弱電解質的電離、酸堿中和反應、化學平衡常數(shù)、化學平衡狀態(tài)的判斷、化學平衡的有關計算等,難度中等,注意平衡常數(shù)表達式中固體、純液體不需要寫出,II(5)中注意構建平衡建立的途徑進行分析.
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科目:高中化學 來源: 題型:

對于弱酸在-定溫度下達到電離平衡時,各粒子的濃度存在一種定量的關系.若在25℃時有HA?H++A-,則K=c(H+)?c(A-)/c(HA),式中K為電離平衡常數(shù),只與溫度有關,各粒子的濃度為達到平衡時的濃度.下表是幾種常見弱酸的電離平衡常數(shù)(25℃)
點解方程式 電離平衡常數(shù)
CH3COOH CH3COOH?CH3COO-+H+ K=1.76×10-5
 H2CO3  H2CO3?HCO3-+H+
HCO3-?CO32-+H+
 K1=4.31×10-7
K2=5.61×10-11
 H2S  H2S?HS-+H+
HS-?S2-+H+
 K1=9.1×10-8
K2=1.1×10-15
 H3PO4 H3PO4?H2PO4-+H+
H2PO4-?HPO42-+H+
HPO42-?PO43-+H+ 
 K1=7.52×10-3
K2=6.23×10-8
K3=2.20×10-13
回答下列問題:
(1)K只與溫度有關,當溫度升高時,K值
增大
增大
(填“增大”、“減小”或“不變”)
(2)在溫度相同時,各弱酸K值不同,那么K值的大小與酸性相對強弱的關系是:
K值越大,電離出的氫離子濃度越大,所以酸性越強
K值越大,電離出的氫離子濃度越大,所以酸性越強

(3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO3-、H2S、HS-、H3PO4、H2PO4-、HPO42-都看作是酸,其中酸性最強的是
H3PO4
H3PO4
,最弱的是
HS-
HS-

(4)電離平衡常數(shù)是用實驗的方法測定出來的,現(xiàn)已經(jīng)測得25℃時c mol/L的CH3COOH的電離度為α(當若電解質在溶液里達到電離平衡時,溶液中已電離的電解質分子占原來總分子數(shù)的百分數(shù)叫做該電解質的電離度).試表示該溫度下醋酸的電離平衡常數(shù)K=
cα2
1-α
cα2
1-α

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科目:高中化學 來源:2010年廣東省執(zhí)信中學高二上學期期中考試化學卷 題型:填空題

對于弱酸,在一定溫度下達到電離平衡時,各微粒的濃度存在一種定量的關系.下表是25℃時幾種常見弱酸的電離平衡常數(shù)


電離方程式
電離平衡常數(shù)K















 
回答下列各問:
(1)K只與溫度有關,當溫度升高時,K值________(填“增大”、“減小”、“不變”).
(2)在溫度相同時,各弱酸的K值不同,那么K值的大小與酸性的相對強弱有何關系?__________________.
(3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO3-、H2S、HS-、H3PO4、H2PO4-、HPO42-都看作是酸,其中酸性最強的是_________,最弱的是________.
(4)多元弱酸是分步電離的,每一步都有相應的電離平衡常數(shù).對于同一種多元弱酸的K1、K2、K3之間存在著數(shù)量上的規(guī)律,對于H3PO4此規(guī)律是________________,產(chǎn)生此規(guī)律的原因是_________________________.
(5)電離平衡常數(shù)是用實驗的方法測定出來的.現(xiàn)已經(jīng)測得某溫度下 NH3?H2O溶液中存在如下反應:NH3?H2O        NH4++OH-     已知0.10 mol·L-1 NH3?H2O溶液中,達到平衡時,C平衡(OH-)="4.2" × 10-3mol·L-1,C平衡(NH3?H2O)≈C起始(NH3?H2O),水的電離可忽略不計;
①用pH試紙測量溶液的pH值,即可求得C平衡(OH-),測定溶液pH值的操作是______________。
②測量C平衡(NH3?H2O)的方法最好用_____________法(填方法名稱)
③求此溫度下該反應的平衡常數(shù)K.(寫出計算過程,計算結果保留2位有效數(shù)字)

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科目:高中化學 來源:2012-2013學年河南省商丘市高三第二次模擬考試理綜化學試卷(解析版) 題型:填空題

Ⅰ.電離平衡常數(shù)(用K表示)的大小可以判斷電解質的相對強弱。25℃時,有關物質的電離平衡常數(shù)如下表所示:

化學式

HF

H2CO3

HClO

電離平衡常數(shù)

(K)

7.2×10-4

K1=4.4×10-7

K2=4.7×10-11

3.0×10-8

 

(1)物質的量濃度均為0.1mol/L的下列四種溶液:①Na2CO3溶液 ②NaHCO3溶液 ③NaF溶液 ④NaClO溶液。依據(jù)數(shù)據(jù)判斷pH由大到小的順序是______________。

(2)25℃時,在20mL0.1mol·L—1氫氟酸中加入VmL0.1mol·L—1NaOH溶液,測得混合溶液的pH變化曲線如圖所示,下列說法正確的是_______。

A.pH=3的HF溶液和pH=11的NaF溶液中,由水電離出的c(H+)相等

B.①點時pH=6,此時溶液中,c(F)-c(Na+)=9.9×10-7mol/L

C.②點時,溶液中的c(F)=c(Na+)

D.③點時V=20mL,此時溶液中c(F)<c(Na+)=0.1mol·L—1

(3)已知25℃時,①HF(aq)+OH(aq)=F(aq)+H2O(l)  ΔH=-akJ·mol—1,

②H+(aq)+OH(aq)=H2O(l)        ΔH=-bkJ·mol—1,

氫氟酸的電離方程式及熱效應可表示為________________________。

(4)長期以來,一直認為氟的含氧酸不存在。1971年美國科學家用氟氣通過細冰末時獲得HFO,其結構式為H—O—F。HFO與等物質的量的H2O反應得到HF和化合物A,則每生成1molHF轉移_______mol電子。

Ⅱ.氯化硫酰(SO2Cl2)主要用作氯化劑。它是一種無色液體,熔點–54.1℃,沸點69.1℃。氯化硫?捎酶稍锏亩趸蚝吐葰庠诨钚蕴看呋瘎┐嬖谙路磻迫。

SO2(g)+Cl2(g)SO2Cl2(l)  △H=–97.3kJ·mol—1

(1)試寫出常溫常壓下化學平衡常數(shù)K的表達式:K=_________________;

(2)對上述反應,若要使化學平衡常數(shù)K增大,化學反應速率v也增大,可采取的措施是_____(選填編號)。

a.降低溫度                    b.移走SO2Cl2

c.增加反應物濃度              d.無法滿足上述條件

(3)下列描述中能說明上述反應已達平衡的是____________(選填編號)。

a.υ(Cl 2)=υ(SO2)               b.容器中氣體壓強不隨時間而變化 

c.c(Cl 2) : c(SO2)=1:1           d.容器中氣體顏色不隨時間兩變化

(4)300℃時,體積為1L的密閉容器中充入16.20g SO2Cl2,達到平衡時容器中含SO2 7.616g。若在上述中的平衡體系中,再加入16.20g SO2Cl2,當再次達平衡時,容器中含SO2的質量范圍是________________________。

 

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科目:高中化學 來源:2010年廣東省高二上學期期中考試化學卷 題型:填空題

對于弱酸,在一定溫度下達到電離平衡時,各微粒的濃度存在一種定量的關系.下表是25℃時幾種常見弱酸的電離平衡常數(shù)

電離方程式

電離平衡常數(shù)K

 

 

回答下列各問:

  (1)K只與溫度有關,當溫度升高時,K值________(填“增大”、“減小”、“不變”).

  (2)在溫度相同時,各弱酸的K值不同,那么K值的大小與酸性的相對強弱有何關系?__________________.

  (3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO3-、H2S、HS-、H3PO4、H2PO4-、HPO42-都看作是酸,其中酸性最強的是_________,最弱的是________.

  (4)多元弱酸是分步電離的,每一步都有相應的電離平衡常數(shù).對于同一種多元弱酸的K1、K2、K3之間存在著數(shù)量上的規(guī)律,對于H3PO4此規(guī)律是________________,產(chǎn)生此規(guī)律的原因是_________________________.

 (5)電離平衡常數(shù)是用實驗的方法測定出來的.現(xiàn)已經(jīng)測得某溫度下 NH3∙H2O溶液中存在如下反應:NH3∙H2O        NH4++OH-      已知0.10 mol·L-1 NH3∙H2O溶液中,達到平衡時,C平衡(OH-)=4.2 × 10-3mol·L-1,C平衡(NH3∙H2O)≈C起始(NH3∙H2O),水的電離可忽略不計;

①用pH試紙測量溶液的pH值,即可求得C平衡(OH-),測定溶液pH值的操作是______________。

②測量C平衡(NH3∙H2O)的方法最好用_____________法(填方法名稱)

③求此溫度下該反應的平衡常數(shù)K.(寫出計算過程,計算結果保留2位有效數(shù)字)

 

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