Question

15．化学与生产、生活关系密切，请填空．
（1）95℃时，纯水中c（H⁺）＞10 ^-7 mol•L^-1（填“＞”、“＜”或“=”，下同），其pH＜7．
（2）把铁钉和碳棒用导线连接起来后浸入盛有食盐溶液的表面皿中，碳棒上发生的电极反应为O₂+4e^-+2H₂O=4OH^-．
（3）NaHCO₃溶液呈碱性，将NaHSO₄溶液与NaHCO₃溶液混和，反应的离子方程式为HCO₃^-+H⁺=CO₂↑+H₂O．
（4）化学反应2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g）△H＜0．t℃时该反应的平衡常数K=6.7×10³，该温度下向10L密闭容器中加入0.06mol SO₂、0.04mol O₂和0.4mol SO₃，此反应起始将向正方向进行以达到平衡状态．当反应达到平衡状态后，若升高温度，其平衡常数K将减小（填“增大”、“减小”或“不变”）；若保持温度不变，将容器体积缩小一半，平衡将正向（填“正向”、“逆向”或“不”）移动．
（5）在酸性条件下，NaNO₂与KI按物质的量1：1恰好完全反应生成I₂，此反应的离子方程式为4H⁺+2NO₂^-+2I^-=2NO↑+I₂+2H₂O
、．

Answer 1

分析 （1）水电离时吸热过程，升温平衡正向进行，氢离子浓度增大；PH减小；
（2）弱酸性或中性条件下，铁、碳棒和电解质溶液构成原电池，铁发生吸氧腐蚀，C作正极发生还原反应，据此分析解答；
（3）碳酸氢根离子为弱酸的酸式根离子水解生成碳酸和氢氧根离子；碳酸氢钠与NaHSO₄反应生成硫酸钠、二氧化碳气体和水，碳酸氢根离子不能拆开；
（4）计算该情况下浓度商Qc，与平衡常数比较判断，若Qc=k，处于平衡状态，若Qc＜k，反应向正反应进行，Qc＞k，反应向逆反应进行；化学平衡常数K等于生成物的浓度幂之积除以反应物的浓度幂之积，只与温度有关；将容器缩小体积，平衡向体积缩小的方向移动；
（5）根据电子守恒以及原子守恒知识来回答．

解答 解：（1）水电离时吸热过程，升温平衡正向进行，氢离子浓度增大，95℃纯水中c（H⁺）＞10^-7 mol•L^-1，常温纯水PH=7，水电离时吸热过程，升温平衡正向进行，溶液PH减小，95℃纯水的pH小于7，
故答案为：＞；＜；
（2）氯化钠溶液呈中性，中性条件下，Fe、C和NaCl溶液构成原电池，Fe易失电子作负极、C作正极，Fe发生吸氧腐蚀，负极、正极反应式分别为Fe-2e^-=Fe²⁺、O₂+4e^-+2H₂O=4OH^-，
故答案为：O₂+4e^-+2H₂O=4OH^-；
（3）NaHCO₃溶液中碳酸氢根离子水解生成氢氧根离子，离子方程式：HCO₃^-+H₂O?H₂CO₃+OH^-，溶液呈碱性，碳酸氢钠与NaHSO₄反应生成硫酸钠、二氧化碳气体和水，反应的离子方程式为：HCO₃^-+H⁺=CO₂↑+H₂O，
故答案为：碱性；HCO₃^-+H⁺=CO₂↑+H₂O；
（4）该温度下向10L密闭容器中加入0.06mol SO₂、0.04mol O₂和0.4mol SO₃，浓度商Qc=$\frac{{c}_{2}（S{O}_{3}）}{{c}^{2}（S{O}_{2}）•c（{O}_{2}）}$=$\frac{0．{4}^{2}}{0.0{6}^{2}×0.04}$≈1111＜K=6.7×10³，反应不处于平衡状态，平衡正向移动，由于反应2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g）△H＜0，正反应为放热反应，升高温度，平衡逆向移动，平衡常数减小，将容器体积缩小一半，平衡向体积缩小的方向移动，即正向移动，
故答案为：正；减小；正向；
（5）碘离子被氧化为碘单质时，所有的碘元素化合价升高了2价，消耗碘离子是2mol，亚硝酸钠中氮元素化合价是+3价，2mol的亚硝酸钠得到2mol电子时，
则需氮元素的化合价降为+2价，所以产物中含氮的物质为NO，所以此反应的例子方程式为：4H⁺+2NO₂^-+2I^-=2NO↑+I₂+2H₂O，
故答案为：4H⁺+2NO₂^-+2I^-=2NO↑+I₂+2H₂O．

点评 本题考查较为综合，涉及水的电离平衡影响因素分析、PH计算分析判断、电化学腐蚀、化学平衡、离子反应等知识，注意高频考点理解平衡常数的用途：判断反应进行的程度、判断反应的热效应、判断反应进行的方向，题目难度中等．