Question

按要求冋答下列問題
（1）用CO₂來生產(chǎn)燃料甲醇的反應原理：CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g），某 些化學鍵的鍵能數(shù)據(jù)如下表：

化學鍵	C-C	C-H	H-H	C-O	C=O	H-O
鍵能（kJ?mol-1）	348	413	436	358	750	463

計算上述反應的焓變△H=

 

，此反應的平衡常數(shù)表達式為

 

；若升高溫度，則平衡常數(shù)

 

 （填“增大”或“減小”或“不變”）．
（2）常溫下，將40mL0.10mol?L^-1氫氧化鈉溶液逐滴加入到20mL0.10mol?L^-1醋酸溶 液中，充分反應（體積變化忽略不計）．則溶液中離子濃度由大到小的順序為

 

．
（3）在25℃時，將c mol?L^-1的醋酸溶液與0.02mol?L^-1 NaOH溶液等體積混合后溶液 剛好呈中性，用含c的代數(shù)式表示CH₃COOH的電離常數(shù)K_a=

 

．
（4）25℃時，向 50mL0.018mol?L^-1的 AgNO₃ 溶液中加入 50mL0.02mol．L^-1鹽酸，生成沉淀．若已知K_sp （AgCl）=1.8×10^-10則此時溶液中的c（Ag⁺）=

 

．（體積變化忽略不計）若再向沉淀生成后的溶液中加入100mL0.001mol?L^-1鹽酸，是 否繼續(xù)產(chǎn)生沉淀

 

（填“是”或“否”）．

Answer 1

考點：化學平衡常數(shù)的含義,難溶電解質(zhì)的溶解平衡及沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)

專題：化學平衡專題,電離平衡與溶液的pH專題

分析：（1）焓變△H=反應物總鍵能-生成物總鍵能；
平衡常數(shù)指一定溫度下，可逆反應到達平衡時，生成物濃度化學計量數(shù)次數(shù)冪之積與生成物濃度化學計量數(shù)次數(shù)冪之積的比值；
根據(jù)焓變判斷升高溫度平衡移動方向，進而判斷平衡常數(shù)變化；
（2）40mL0.10mol?L^-1氫氧化鈉溶液中n（NaOH）=0.04L×0.1mol/L=0.004mol/L，20mL0.10mol?L^-1醋酸溶液中n（CH₃COOH）=0.02L×0.1mol/L=0.002mol/L，由于發(fā)生反應：CH₃COOH+NaOH=CH₃COONa+H₂O，可知醋酸完全反應，反應后溶液為0.002molNaOH、0.002molCH₃COONa混合溶液，溶液中呈堿性，結(jié)合溶液中醋酸根水解判斷；
（3）根據(jù)電荷守恒可知c（CH₃COO^-）+c（OH^-）=c（Na⁺）+c（H⁺），溶液顯中性時c（OH^-）=c（H⁺），故c（CH₃COO^-）=c（Na⁺），根據(jù)溶液的pH值計算溶液中c（H⁺），根據(jù)鈉離子濃度計算c（CH₃COO^-），利用物料守恒計算溶液中c（CH₃COOH），溶液中存在平衡CH₃COOH?CH₃COO^-+H⁺，代入CH₃COOH的電離常數(shù)表達式K_a=

c(CH3COO-)?c(H+)

c(CH3COOH)

計算；
（4）計算溶液混合后，不發(fā)生反應時c（Ag⁺）、c（Cl^-），令平衡時溶液中Ag⁺的濃度為xmol/L，根據(jù)反應Ag⁺（aq）+Cl^-（aq）?AgCl（s），表示出平衡時c（Ag⁺）、c（Cl^-），代入溶度積常數(shù)列方程計算；
再計算混合后溶液，不發(fā)生反應時c（Ag⁺）、c（Cl^-），計算離子濃度積，與溶度積比較，判斷是否產(chǎn)生沉淀．

解答： 解：（1）焓變△H=反應物總鍵能-生成物總鍵能，故焓變△H=2×750kJ/mol+3×436kJ/mol-3×413kJ/mol-358kJ/mol-463kJ/mol-2×463kJ/mol=-178kJ/mol；
CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）的平衡常數(shù)表達式k=

c(CH3OH)?c(H2O)

c(CO2)?c3(H2)

；
正反應為放熱反應，升高溫度，平衡向逆反應方向移動，平衡常數(shù)減小，
故答案為：-178kJ/mol；K=

c(CH3OH)?c(H2O)

c(CO2)?c3(H2)

；減�。�
（2）40mL0.10mol?L^-1氫氧化鈉溶液中n（NaOH）=0.04L×0.1mol/L=0.004mol/L，20mL0.10mol?L^-1醋酸溶液中n（CH₃COOH）=0.02L×0.1mol/L=0.002mol/L，由于發(fā)生反應：CH₃COOH+NaOH=CH₃COONa+H₂O，可知醋酸完全反應，反應后溶液為0.002molNaOH、0.002molCH₃COONa混合溶液，溶液中呈堿性，溶液中醋酸根水解，故c（OH ^-）＞c（CH₃COO ^-），水解程度微弱，故c（CH₃COO ^-）＞c（H⁺），故溶液中離子濃度c（Na⁺）＞c（OH ^-）＞c（CH₃COO ^-）＞c（H⁺），
故答案為：c（Na⁺）＞c（OH ^-）＞c（CH₃COO ^-）＞c（H⁺）；
（3）根據(jù)電荷守恒可知c（CH₃COO^-）+c（OH^-）=c（Na⁺）+c（H⁺），溶液顯中性時c（OH^-）=c（H⁺），故c（CH₃COO^-）=c（Na⁺），溶液中c（OH^-）=10^-7mol/L，溶液中c（CH₃COO^-）=c（Na⁺）=

1

2

×0.02mol?L^-1=0.01mol?L^-1，故混合后溶液中c（CH₃COOH）=

1

2

×cmol?L^-1-0.01mol?L^-1=（0.5c-0.01）mol/L，CH₃COOH的電離常數(shù)K_a=

10-7×0.01

(0.5c-0.01)

=

2×10-9

c-0.02

，
故答案為：

2×10-9

c-0.02

；
（4）溶液混合后，不發(fā)生反應時c（Ag⁺）=

1

2

×0.018mol?L^-1=0.009mol?L^-1、c（Cl^-）=

1

2

×0.02mol?L^-1=0.01mol?L^-1，令平衡時溶液中Ag⁺的濃度為xmol/L，則；
          Ag⁺（aq）+Cl^-（aq）?AgCl（s）
（0.009-x）mol/L   （0.009-x）mol/L
反應后溶液中c（Cl^-）=0.01mol/L-（0.009-x）mol/L=（0.001+x）mol/L，故x×（0.001+x）=1.8×10^-10，由于0.009×0.01=9×10^-5＞1.8×10^-10，故0.001+x≈0.001，解得x≈1.8×10^-7，
再向反應后的溶液中加入100mL0.001mol?L^-1鹽酸，不發(fā)生反應時c（Ag⁺）=

1

2

×1.8×10^-7mol?L^-1=9×10^-8mol?L^-1、c（Cl^-）=

1

2

×[（0.001+1.8×10^-7+0.001]mol?L^-1≈0.001mol?L^-1，而離子濃度積=0.001×9×10^-8=0.9×10^-10＜1.8×10^-10，故沒有沉淀產(chǎn)生，
故答案為：1.8×10^-7mol/L；否．

點評：本題綜合性較強，涉及平衡常數(shù)、反應熱計算、離子濃度比較、電離平衡、溶度積的應用等，屬于拼合型題目，對學生的心理有較高的要求，（4）中計算為易錯點，注意忽略計算，難度中等．