Question

（1）已知：Fe（s）+

1

2

O₂（g）=FeO（s）△H=-272.0kJ?mol^-1
2Al（s）+

3

2

O₂（g）=Al₂O₃（s）△H=-1675.7kJ?mol^-1
Al和FeO發(fā)生鋁熱反應的熱化學方程式是

 

．
（2）1000℃時，硫酸鈉與氫氣發(fā)生下列反應：Na₂SO₄（s）+4H₂（g）?Na₂S（s）+4H₂O（g）．
①該反應的平衡常數(shù)表達式為

 

．已知K_1000℃＜K_1200℃，則該反應是

 

反應（填“吸熱”或“放熱”）．
②用有關離子方程式說明上述反應所得固體產(chǎn)物的水溶液的酸堿性

 

．
（3）常溫下，如果取0.1mol?L^-1HA溶液與0.1mol?L^-1NaOH溶液等體積混合（混合后溶液體積的變化忽略不計），測得混合液的pH=8，請回答下列問題：
①混合溶液中水電離出的c（H⁺）與0.1mol?L^-1NaOH溶液中水電離出的c（H⁺）比較

 

（填＜、＞、=）．
②已知NH₄A溶液為中性，又知將HA溶液加到Na₂CO₃溶液中有氣體放出，試推斷（NH₄）₂CO₃溶液的pH

 

7（填＜、＞、=）；相同溫度下，等物質的量濃度的下列四種鹽溶液按pH由大到小的排列順序為

 

．（填序號）a．NH₄HCO₃          b．NH₄A          c．（NH₄）₂CO₃         d．NH₄Cl．

Answer 1

考點：熱化學方程式,化學平衡常數(shù)的含義,弱電解質在水溶液中的電離平衡,pH的簡單計算

專題：基本概念與基本理論

分析：（1）由熱化學方程式和蓋斯定律計算得到所需熱化學方程式；
（2）①依據(jù)平衡常數(shù)概念寫出表達式，溫度升高平衡常數(shù)增大，說明反應是吸熱反應；
②硫化鈉溶于水硫離子水解顯堿性；
（3）常溫下，如果取0.1mol?L^-1HA溶液與0.1mol?L^-1NaOH溶液等體積混合（混合后溶液體積的變化忽略不計），測得混合液的pH=8，說明溶液呈堿性，證明HA是弱酸；
①混合溶液中NaA水解顯堿性，促進水的電離；氫氧化鈉溶液抑制水的電離；
②根據(jù)題意知，HA的酸性比碳酸強，NH₄A溶液為中性，說明銨根離子和該酸根離子水解程度相同，由此得知銨根離子水解程度小于碳酸根離子，所以（NH₄）₂CO₃中溶液呈堿性，根據(jù)銨根離子的水解程度判斷溶液酸堿性的大小，溶液濃度越稀，鹽的水解程度越大．

解答： 解：（1）①Fe（s）+

1

2

O₂（g）=FeO（s）△H=-272.0kJ?mol^-1
②2Al（s）+

3

2

O₂（g）=Al₂O₃（s）△H=-1675.7kJ?mol^-1
由蓋斯定律②-①×3計算得到：3FeO（s）+2Al（s）=Al₂O₃（s）+3Fe（s）△H=-859.7kJ/mol，
故答案為：3FeO（s）+2Al（s）=Al₂O₃（s）+3Fe（s）△H=-859.7kJ/mol；
（2）①Na₂SO₄（s）+4H₂（g）?Na₂S（s）+4H₂O（g），依據(jù)反應寫出平衡常數(shù)K=

c4(H2O)

c4(H2)

，已知K_1000℃＜K_1200℃，溫度升高平衡常數(shù)增大，則該反應是吸熱反應，
故答案為：

c4(H2O)

c4(H2)

；吸熱；
②硫化鈉溶于水溶液呈堿性，是因為硫離子水解的原因，反應的離子方程式為：S^2-+H₂O?HS^-+OH^-，故答為：S^2-+H₂O?HS^-+OH^-；
（3）①該鹽含有弱根離子能促進水電離，氫氧化鈉是強堿能抑制水電離，所以混合溶液中由水電離出的c（H⁺）＞0.1mol?L^-1NaOH溶液中由水電離出的c（H⁺），
故答案為：＞；   
②將HA溶液加到Na₂CO₃溶液中有氣體放出，說明HA的酸性比碳酸的強，NH₄A溶液為中性，說明相同條件下，氨水和HA的電離程度相同，所以（NH₄）₂CO₃中銨根離子的水解程度小于碳酸根離子的水解程度，所以溶液的pH＞7；（NH₄）₂SO₄ 和NH₄Cl是強酸弱堿鹽，銨根離子水解導致溶液呈酸性，溶液中銨根離子濃度越大，水解程度越小，但水解的個數(shù)多，所以氯化銨溶液的pH值大于硫酸銨；NH₄A溶液中陰陽離子的水解程度相等，所以溶液呈中性，溶液的pH值大于氯化銨； NH₄HCO₃溶液中銨根離子的水解程度小于碳酸氫根離子的水解程度，溶液呈堿性，所以溶液的pH值最大，則pH大小順序為c＞a＞b＞d，
故答案為：＞；c＞a＞b＞d．

點評：本題考查了熱化學方程式的書寫方法和蓋斯定律的計算應用，平衡常數(shù)的分析計算，鹽類水解程度大小比較，理解實質是解題關鍵，題目難度中等．