题目内容
【题目】某一元弱酸（用HA表示）在水中的电离方程式是HA
H＋＋A－，回答下列问题：
⑴ 向纯水中加入适量HA，水的电离平衡将向________（填“正”、“逆”）反应方向移动，理由是_______。
⑵ 若向⑴所得溶液中加入适量NaCl溶液，以上平衡将向________（填“正”、“逆”）反应方向移动，溶液中c(A－)将____________（填“增大”、“减小”或“不变”），溶液中c(OH－)将____________（填“增大”、“减小”或“不变”）。
⑶ 在25 ℃下，将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c(NH
)=c(Cl－)，则溶液显________性（填“酸”、“碱”或“中”），a_____0.01（填“大于”、“小于”或“等于”）；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝_________________。
【答案】逆 c(H＋)增大，平衡向减小c(H＋)的方向即逆反应方向移动 正 减小 增大 中 大于 10－9/(a－0.01)mol·L－1
【解析】
（1）HA为一元弱酸，蒸馏水中加入HA，对水的电离平衡起抑制作用，即向逆反应方向移动；水中存在H2O
H＋＋OH－，HA为一元弱酸，加入蒸馏水中HA电离出H＋，溶液c(H＋)增大，使水的电离平衡向逆反应方向进行；
（2）向(1)溶液中加入NaCl溶液，NaCl不参与反应，但加入NaCl溶液稀释(1)所得溶液，促使HA发生电离，HA的电离平衡向正反应方向移动；虽然电离平衡向正反应方向移动，当溶液的体积也增大，因此c(A－)减小，c(H＋)减小，根据水的离子积，c(OH－)增大；
（3）根据溶液呈现电中性，因此有c(NH4＋)＋c(H＋)=c(OH－)＋c(Cl－)，因为c(NH4＋)=c(Cl－)，因此c(H＋)=c(OH－)，溶液显中性，当a=0.01mol·L－1时，两种溶液等体积混合，恰好完全生成NH4Cl，溶液显酸性，溶液显中性，因此NH3·H2O稍微过量，即a>0.01mol·L－1，电离常数只受温度的影响，溶液中c(OH－)=10－7mol·L－1，c(NH4＋)=c(Cl－)=0.01mol·L－1/2=5×10－3mol·L－1，根据物料守恒，c(NH3·H2O)=(a/2mol·L－1－5×10－3mol·L－1)，NH3·H2O电离平衡常数Kb=c(NH4＋)×c(OH－)/c(NH3·H2O)，代入数值，得出NH3·H2O的电离平衡常数Kb=10－9/(a－0.01)。
【题目】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 |
830℃时，向一个2 L的密闭容器中充入0.2 mol的A和0.8 mol的B，反应初始4 s内A的平均反应速率υ(A)=0.005 mol／(L·s)。下列说法正确的是
A. 4 s时c(B)为0.38 mol／L
B. 830℃达平衡时，A的转化率为20％
C. 反应达平衡后，升高温度，平衡正向移动
D. 1200℃时反应C(g)+D(g)A(g)+B(g)的平衡常数为0.4
