Question

Ⅰ．在一個容積固定為2L的密閉容器中，發(fā)生反應：aA （g）+bB（g）?pC（g）△H=？，反應情況記錄如表：

時間/（min）	n（A）/（ mol）	n（B）/（ mol）	n（C）/（ mol）
0	1	3	0
第2 min	0.8	2.6	0.4
第4 min	0.4	1.8	1.2
第6 min	0.4	1.8	1.2
第8 min	0.1	2.0	1.8
第9 min	0.05	1.9	0.3

請根據(jù)表中數(shù)據(jù)仔細分析，回答下列問題：
（1）第2min到第4min內A的平均反應速率v（A）=

 

mol?L^-1?min^-1
（2）由表中數(shù)據(jù)可知反應在第 4min 到第6min時處于平衡狀態(tài)，若在第2min、第6min、第8min時分別改變了某一個反應條件，則改變的條件分別可能是：
①第2min

 

或

 

；
②第6min

 

；
③第8min

 

．
（3）若從開始到第4min建立平衡時反應放出的熱量為235.92kJ則該反應的△H=

 

．
（4）反應在第4min建立平衡，此溫度下該反應的化學平衡常數(shù)K=

 

．
（5）判斷第9min時是否達平衡，說明理由

 

．
Ⅱ．已知：常溫下，A酸的溶液pH=a，B堿的溶液pH=b
（1）若A為鹽酸，B為氫氧化鋇，且a=3，b=11，兩者等體積混合，溶液的pH為

 

．
A．大于7              B．等于7             C．小于7
（2）若A為醋酸，B為氫氧化鈉，且a=4，b=12，那么A溶液中水電離出的氫離子濃度為

 

mol?L^-1，B溶液中水電離出的氫離子濃度為

 

mol?L^-1．
（3）若A的化學式為HR，B的化學式為MOH，且a+b=14，兩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，該水解反應的離子方程式為：

 

．

Answer 1

考點：化學平衡的計算,酸堿混合時的定性判斷及有關ph的計算

專題：

分析：I．（1）A物質的化學反應速率v（A）=

△c

t

，代入數(shù)據(jù)進行計算即可；
（2）影響化學反應速率的因素有：使用催化劑、改變溫度、濃度、改變物質的表面積等；
（3）在開始到第4min建立平衡時，A物質的消耗量為0.6mol，根據(jù)化學方程式計算即可；
（4）求出第4min時各物質的濃度，根據(jù)平衡常數(shù)計算公式計算即可；
（5）根據(jù)Qc=

c2(C)

c(A)?c2(B)

，計算第9min時Qc的值，與K比較；
II．（1）若A為鹽酸，B為氫氧化鋇，且a=3，b=11，兩者等體積混合，溶液中氫離子和氫氧根離子恰好反應生成氯化鋇溶液，溶液呈中性；
（2）若A為醋酸，B為氫氧化鈉，且a=4，b=12，那么A溶液中水電離出的氫離子濃度，B溶液中水電離出的氫離子濃度依據(jù)溶液中離子積常數(shù)計算得到；
（3）若A的化學式為HR，B的化學式為MOH，且a+b=14，兩者等體積混合后溶液顯堿性．說明堿是弱堿．

解答： 解：在前2min內，各物質的濃度的變化量之比（1-0.8）：（3-2.6）：（0.4-0）=1：2：2，則方程式為A （g）+2B（g）?2C（g）；
（1）A物質的化學反應速率v（A）=

△c

t

=

(0.8-0.4)mol 2L

2min

=0.1mol/（l?min），故答案為：0.1；
（2）①在第0～2min內，A的物質的量減小了0.2mol，在2～4min內A的物質的量在原基礎上減小了0.4mol，化學反應速率加快了，可以是使用催化劑或升高溫度，
故答案為：使用催化劑、升高溫度；
②第6min 到第8min，作為反應物，濃度應該是減小的趨勢，但是B的物質的量從1.8mol增加到了2.0mol，所以可知一定是加入了B物質，
故答案為：增加B的濃度；
③第8min到第9min時間段內，C作為生成物，它的濃度應是增大的趨勢，但是數(shù)據(jù)表明，其濃度減小了，一定是減少了C的濃度，
故答案為：減小C的濃度；
（3）根據(jù)熱化學方程式，設：反應的焓變值為Q；
  A（g）+2B（g）2C（g）△H=-QkJ/mol
  1mol                            QkJ
0.6mol                          235.92kJ
則有：Q=

235.92kJ×1mol

0.6mol

=393.2 kJ?mol^-1，
則△H=-393.2 kJ?mol^-1，
故答案為：-393.2 kJ?mol^-1；
（4）反應在第4min建立平衡，c（A）=

0.4mol

2L

0.2mol/L，c（B）=

1.8mol

2L

=0.9mol/L，c（C）=

1.2mol

2L

=0.6mol/L，
則K=

c2(C)

c(A)?c2(B)

=

0．62

0.2×0．92

=2.22；
故答案為：2.22；
（5）Qc=

c2(C)

c(A)?c2(B)

=

( 0.3 2 )2

( 0.05 2 )×( 1.9 2 )2

=0.997＜K=2.22，則反應未達到平衡狀態(tài)；
故答案為：未平衡，因為Qc＜K；
II．（1）常溫下，A酸的溶液pH=a，B堿的溶液pH=b，若A為鹽酸，且a=3，溶液中氫離子濃度為10^-3mol/L，B為氫氧化鋇是強堿，b=11溶液中氫氧根離子濃度為 10^-3mol/L，兩者等體積混合氫離子和氫氧根離子恰好反應生成氯化鋇溶液，溶液呈中性，pH=7，
故答案為：B；
（2）若A為醋酸，且a=4，c（H⁺）=10^-4mol/L，依據(jù)溶液中離子積常數(shù)c（H⁺）c（OH^-）=10^-14，c（H⁺）水=c（OH^-）水=10^-10mol/L，B為氫氧化鈉，b=12，c（H⁺）水=10^-12mol/L，
故答案為：10^-10；10^-12；
（3）若A的化學式為HR，B的化學式為MOH，且a+b=14，兩者等體積混合后溶液顯堿性．說明堿是弱堿存在電離平衡，則混合溶液中必定是M⁺離子能發(fā)生水解，反應的離子方程式為：M⁺+H₂O?MOH+H⁺，
故答案為：M⁺+H₂O?MOH+H⁺．

點評：本題主要考查了影響化學反應速率的因素和有關反應速率的計算、化學平衡常數(shù)的定義以及計算、酸堿反應后的溶液酸堿性分析判斷、溶液中離子積常數(shù)的計算應用等，題目難度較大，題目綜合性較強，熟練掌握基礎知識是解決此類題是關鍵．