某兴趣小组探究以芒硝Na2SO4·10H2O和CaO为原料制备Na2CO3.(1)将CaO水化后.与芒硝形成Na2SO4-Ca(OH)2-H2O三元体系.反应后过滤.向滤液中通入CO2.期望得到Na2CO3.三元体系中反应的离子方程式为: SO42-+ Ca(OH)2(s)+2H2OCaSO4·2H2O(s)+2 OH-该反应的平衡常数表达式K= .往Na2SO4-Ca(OH 题目和参考答案——青夏教育精英家教网——

题目内容

某兴趣小组探究以芒硝Na₂SO₄·10H₂O和CaO为原料制备Na₂CO₃。
（1）将CaO水化后，与芒硝形成Na₂SO₄－Ca(OH)₂－H₂O三元体系，反应后过滤，向滤液中通入CO₂，期望得到Na₂CO₃。三元体系中反应的离子方程式为： SO₄²^－+ Ca(OH)₂(s)+2H₂O

CaSO₄·2H₂O(s)+2 OH^－
该反应的平衡常数表达式K=_________________________。
往Na₂SO₄－Ca(OH)₂－H₂O三元体系中添加适量的某种酸性物质，控制pH="12.3" [即c(OH^－)=0.02mol/L]，可使反应在常温下容易进行。反应后过滤，再向滤液中通入CO₂，进一步处理得到Na₂CO₃。
（2）在Na₂SO₄－Ca(OH)₂－H₂O三元体系中不直接通入CO₂，其理由是_______________________________________________________________。
（3）添加的酸性物质须满足的条件（写出两点）是_____________、______________。
（4）用平衡移动原理解释添加酸性物质的理由：____________________________________；以HA表示所添加的物质，则总反应的离子方程式可写为_______________________。
（5）Na₂CO₃溶液中存在水解平衡：CO₃²^－＋H₂O

HCO₃^－＋OH^－。下列说法错误的是_________。
a．加水稀释，溶液中所有离子的浓度都减小
b．通入CO₂，溶液pH减小
c．加入NaOH固体，

减小
d．稀释溶液，平衡常数增大

（1）

（2）碱性条件下CO₂与Ca²⁺生成难溶物CaCO₃
（3）不与Ca²⁺生成难溶物酸性比碳酸弱
（4）酸性物质与OH^－反应，使平衡向生成CaSO₄·2H₂O的方向进行 SO₄²^－+ Ca(OH)₂+2HA

CaSO₄·2H₂O↓+2A^－（每空2分）
（5）（2分）a d

试题分析：（1）根据平衡常数表达式，该反应的平衡常数表达式K=

；
（2）①在碱性条件下CO₂与Ca²⁺生成难溶物CaCO₃，所以不直接通入CO₂；
（3）加入酸性物质，氢离子可以中和氢氧根离子，使平衡向着生成CaSO₄?2H₂O的方向进行；以HA表示所添加的酸性物质，由于HA酸性要小于碳酸酸性，反正方程式中应该写成分子式，所以总反应的离子方程式为SO₄²^﹣+Ca（OH）₂+2HA?CaSO₄?2H₂O↓+2A^﹣；
（5）a．加水稀释，平衡右移溶液中CO₃²^－，HCO₃^－，OH^－离子的浓度都减小，但氢离子浓度增大，错误；b．通入CO₂，溶液酸性增加，pH减小，正确；c．加入NaOH固体，平衡左移，

减小，正确；d．稀释溶液，平衡常数不变，错误；

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反应CO＋H₂O（g）

CO₂＋H₂在724℃达到平衡时，分别改变下列条件，K值发生变化的是

A．将压强减小至原来的一半	B．将反应温度升高
C．添加催化剂	D．增大水蒸气的浓度

采取以下措施，一定会使化学平衡发生移动的是( )

A．加入一种反应物	B．增大体系的压强
C．升高温度	D．使用催化剂

在5 mL 0.1 mol·L^-1 KI溶液中滴加0.1 mol·L^-1 FeCl₃溶液5~6滴后,再进行下列实验,其中可证明FeCl₃与KI的反应是可逆反应的实验(含现象)是(　　)

A．滴加AgNO₃溶液,有黄色沉淀产生

B．加入CCl₄振荡,下层液体为浅紫色

C．加入CCl₄振荡,下层液体为浅紫色;取上层清液,滴加AgNO₃溶液,有白色沉淀产生

D．加入CCl₄振荡,下层液体为浅紫色;取上层清液,滴加KSCN溶液,溶液显红色

在一体积为10 L的容器中，通入一定量的CO和H₂O，在850℃时发生如下反应：
CO(g)+H₂O(g)

CO₂(g)+H₂₍g) △H<0。
（1）CO和H₂O浓度变化如图，则在该温度下，该反应的平衡常数K= 。

0～4 min的平均反应速率v(CO)= mol·L^-1·min^-1。若降低温度，该反应的K值将，该反应的化学反应速率将 (填“增大”“减小”或“不变”)。
（2）在相同容器中发生上述反应，当温度高于850℃时，容器内各物质的浓度变化如下表。

时间(min)	CO	H₂O	CO₂	H₂
0	0.200	0.300	0	0
2	0.138	0.238	0.062	0.062
3	c1	c2	c3	c3
4	c1	c2	c3	c3
5	0.116	0.216	0.084
6	0.096	0.266	0.104

①表中3 min~4 min之间反应处于       状态；c_l数值   0．08 mol·L^-1(填大于、小于或等于)。
②反应在4 min~5 min之间，平衡向逆方向移动，可能的原因是
a．增加水蒸气    b．降低温度     c．使用催化剂    d．增加氢气浓度
（3）在相同温度下(850℃)，若起始时c(CO)=1mol·L^-1，C(H₂O)=2mol·L^-1，反应进行一段时间后，测得H₂的浓度为0.5 mol·L^-1，则此时该反应是否达到平衡状态       (填“是”与“否”)，此时v₍_正)       v₍_逆)(填“大于”“小于”或“等于”)，你判断的依据是        。

已知A(g)+B(g)

C(g)+D(g)反应的平衡常数和温度的关系如下：

温度／℃	700	800	830	1000	1200
平衡常数	1.7	1.1	1.0	0.6	0.4

回答下列问题：
（1）该反应的平衡常数表达式K=        ，△H     0（填“＞”“＜”或“=”）；
（2）830℃时，向一个5L密闭容器中充入0．20 mol A和0．80 mol B，如反应初始6s内A的平均反应速率v(A)=0．003mol·L^-1·s^-1，则6s时c(A)=      mol·L^-1，C的物质的量为         mol；若反应经一段时间后，达到平衡时A的转化率为
            ，如果这时向该密闭容器中再充入1 mol氩气，平衡时A的转化率为              ；
（3）判断该反应是否达到平衡的依据为       (填正确选项前的字母)；
a．压强不随时间改变
b．气体的密度不随时间改变
c．c(A)不随时间改变
d．单位时间里生成C和D的物质的量相等
（4）1200℃时反应C(g)+D(g)

A(g)+B(g)的平衡常数的值为

反应CO(g)+NO₂(g)

CO₂(g)+NO(g) ΔH＜0，在温度t₁时达到平衡，c₁(CO)=c₁(NO₂)=1．0 mol·L^-1，其平衡常数为K₁。其他条件不变，升高反应体系的温度至t₂时，反应物的平衡浓度分别为c₂(CO)和c₂(NO₂)，平衡常数为K₂，则

A．若增大CO浓度，K₂和K₁都增大	B．K₂＞K₁
C．c₂(CO)=c₂(NO₂)	D．c₁(CO)＞c₂(CO)

下列关于化学平衡常数（K），电离平衡常数（K_a或K_b），水解平衡常数（K_h），沉淀溶解平衡常数（K_sp），水的离子积常数（K_w）的叙述中错误的是

A．K值越大，正反应进行的程度越大，一般地说，K＞10⁵时，该反应进行得就基本完全了

B．比较K_sp与离子积Q_c的相对大小，可判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解

C．K、K_a或K_b、K_h、K_sp、K_w都与温度有关，温度越高，常数值越大

D．弱酸HA的K_a与NaA的K_h、水的离子积常数K_w三者间的关系可表示为：K_w＝K_a ·K_h

重铬酸钾溶液中存在如下平衡：Cr₂O₇^2-(橙红色)+H₂O

2H⁺+2CrO₄^2-(黄色)，向K₂Cr₂O₇溶液中加入下列哪种试剂，溶液颜色会从黄色逐渐变为橙红色