Question

11．（1）高爐煉鐵過程中發(fā)生的主要反應(yīng)為：$\frac{1}{3}$Fe₂O₃（s）+CO（g）?$\frac{2}{3}$Fe （s）+CO₂（g），已知該反應(yīng)在不同溫度下的平衡常數(shù)如表．

溫度/℃	1000	1150	1300
平衡常數(shù)	4.0	3.7	3.5

則：①該反應(yīng)的△H＜0（填“＞”、“＜”或“=”）；
②在一個(gè)容積為10L的密閉容器中，1000℃時(shí)加入Fe、Fe₂O₃、CO、CO₂各1.0mol，反應(yīng)經(jīng)過l0min后達(dá)到平衡．求CO的平衡轉(zhuǎn)化率=60%．
（2）常溫下，HR（酸）溶液pH=3，MOH（堿）的溶液pH=11，兩者等體積混合后溶液顯堿性．則混合溶液中必定有一種離子能發(fā)生水解，該水解反應(yīng)的離子方程式M⁺+H₂O?MOH+H⁺
（3）25℃時(shí)，pH=0的HCl、0.1mol/L的HCl、0.01mol/L的NaOH、pH=14的NaOH四種溶液中由水電離產(chǎn)生的C（H⁺）水 之比為1：10：100：1．
（4）已知25℃時(shí)，電離常數(shù)K_a（HF）=3.6×10^-4，則0.1mol•L^-1 HF溶液中c（H⁺）=6×10^-3mol•L^-1
（5）在溫度t℃時(shí)，pH=3的某水溶液中c（OH^-）=10^-8 mol/L．在此溫度下5×10^-5mol/LBa（OH）₂溶液的pH=7．

Answer 1

分析 （1）①由表中數(shù)據(jù)可知，溫度越高平衡常數(shù)越小，故升高溫度平衡向逆反應(yīng)移動(dòng)，正反應(yīng)為放熱反應(yīng)；
②令平衡時(shí)CO的物質(zhì)的量變化為nmol，利用三段式表示出平衡時(shí)CO、CO₂的物質(zhì)的量，進(jìn)而計(jì)算CO的濃度變化量，再利用轉(zhuǎn)化率定義計(jì)算CO的轉(zhuǎn)化率；
（2）根據(jù)酸中氫離子和堿中氫氧根離子的關(guān)系結(jié)合混合溶液的酸堿性確定堿的強(qiáng)弱，從而確定易水解的離子，根據(jù)水解方程式寫出即可；
（3）電離平衡為H₂O?H⁺+OH^-，在水中加入酸或者堿溶液，導(dǎo)致溶液中氫離子或者氫氧根離子濃度增大，抑制了水的電離；酸溶液中氫氧根離子是水電離的，堿溶液中氫離子是水電離，據(jù)此計(jì)算出各項(xiàng)水電離的氫離子濃度；
（4）已知25℃時(shí)，電離常數(shù)K_a（HF）=3.6×10^-4，則0.1mol•L^-1 HF溶液中HF?H⁺+F^-，K_a（HF）=$\frac{c（{H}^{+}）c（{F}^{-}）}{c（HF）}$，計(jì)算得到c（H⁺）；
（5）在溫度t℃時(shí)，pH=3的某水溶液中c（OH^-）=10^-8 mol/L，此溫度下離子積常數(shù)Kw=10^-3×10^-8=10^-11，據(jù)此計(jì)算氫氧化鋇溶液中氫離子濃度得到溶液PH．

解答 解：（1）①由表中數(shù)據(jù)可知，溫度越高平衡常數(shù)越小，故升高溫度平衡向逆反應(yīng)移動(dòng)，正反應(yīng)為放熱反應(yīng)，即△H＜0，
故答案為：＜；
②（2）令平衡時(shí)CO的物質(zhì)的量變化為nmol，則：
          $\frac{1}{3}$Fe₂O₃（s）+CO（g）?$\frac{2}{3}$Fe（s）+CO₂（g）
開始（mol）：1                              1
變化（mol）：n                               n
平衡（mol）：1-n                            n+1
所以 $\frac{n+1}{1-n}$=4，解得n=0.6，
CO的平衡轉(zhuǎn)化率為$\frac{0.6}{1}$×100%=60%，
故答案為：60%；
（2）酸中C（H⁺）=10^-3 mol/L，堿中C（OH^-）=10^-3 mol/L，所以C（H⁺）=C（OH^-）=10^-3 mol/L，兩者等體積混合后溶液顯堿性，說明堿過量，即氫氧根離子濃度小于堿濃度，所以該堿是弱堿，溶液中水解的離子是該堿的陽離子，水解方程式為：M⁺+H₂O?MOH+H⁺，
故答案為：M⁺+H₂O?MOH+H⁺；
（3）酸溶液中，氫氧根離子是水電離，堿溶液中氫離子是水電離的，
①pH=0的鹽酸，溶液中氫離子濃度為1mol/L，水電離的氫氧根離子為：$\frac{1×1{0}^{-14}}{1}$mol/L=1×10^-14mol/L；
②0.1mol/L鹽酸，溶液中氫離子濃度為0.1mol/L，水電離的氫氧根離子為：$\frac{1×1{0}^{-14}}{0.1}$mol/L=1×10^-13mol/L；
③0.01mol/L的NaOH 溶液，溶液中氫離子濃度為：$\frac{1×1{0}^{-14}}{0.01}$mol/L=1×10^-12mol/L；
④pH=14的NaOH 溶液，溶液中氫離子濃度為：1mol/L；
所以由水電離產(chǎn)生的c（H⁺）之比①：②：③：④=1×10^-14mol/L：1×10^-13mol/L：1×10^-12mol/L：mol/L=1：10：100：1，
故答案為：1：10：100：1；
（4）已知25℃時(shí)，電離常數(shù)K_a（HF）=3.6×10^-4，則0.1mol•L^-1 HF溶液中HF?H⁺+F^-，K_a（HF）=$\frac{c（{H}^{+}）c（{F}^{-}）}{c（HF）}$，c（H⁺）=$\sqrt{Ka×c（HF）}$=$\sqrt{3.6×1{0}^{-4}×0.1}$
=6×10^-3mol/L，
故答案為：6×10^-3 ；
（5）在溫度t℃時(shí)，pH=3的某水溶液中c（OH^-）=10^-8 mol/L，此溫度下離子積常數(shù)Kw=10^-3×10^-8=10^-11，在此溫度下5×10^-5mol/LBa（OH）₂溶液中c（OH-）=1×10^-4mol/L，溶液直至c（H⁺）=$\frac{1{0}^{-11}}{1×1{0}^{-4}}$=10^-7mol/L，溶液的pH=7，
故答案為：7．

點(diǎn)評(píng) 本題考查了水的電離、離子積常數(shù)、平衡計(jì)算，題目難度中等，解題關(guān)鍵是合理判斷酸堿溶液中水電離情況分析及計(jì)算方法，注意酸溶液中，氫氧根離子是水電離，堿溶液中氫離子是水電離的．