题目内容
【题目】已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数见下表:
弱酸化学式 | HA | H2B |
电离平衡常数/ mol/ L | Ka=1.7×10-6 | Ka1=1.3×10-3 Ka2=5.6×10-8 |
则下列说法正确的是
A. 等物质的量浓度的各溶液pH关系为:pH(Na2B)>pH(NaHB)>pH(NaA)
B. 将等浓度的 HA溶液与NaA溶液等体积混合,混合液中:c(A-)<c(Na+)
C. 向 Na2B溶液中加入足量的 HA溶液发生反应的离子方程式为:B2-+2HA=2A-+H2B
D. NaHB溶液中部分微粒浓度的关系为:c(Na+)=c(HB-) +c(H2B)+c(B2-)
【答案】D
【解析】
电离常数越大,酸性越强,由表中数据可知酸性,酸性H2B>HA>HB-,化学反应应满足以强制弱的特点,HA的电离常数为1.7×10-6,则A-的水解常数为,据此解答。
A.酸性H2B>HA>HB-,酸性越强,对应的钠盐的碱性越弱,A错误;
B.HA的电离常数为1.7×10-6,则A-的水解常数为,可知HA的电离常数大于A-的水解常数,若等浓度的 HA溶液与NaA溶液等体积混合溶液呈酸性,HA电离作用大于A-水解作用,所以c(A-)>c(Na+),B错误;
C.酸性H2B>HA>HB-,向Na2B溶液中加入足量的HA溶液发生反应的离子方程式为:B2-+HA=A-+HB-,C错误;
D.根据物料守恒可得NaHB溶液中部分微粒浓度的关系为c(Na+)=c(HB-) +c(H2B)+c(B2-),故D正确。
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【题目】已知在稀溶液里,强酸跟强碱发生中和反应生成1 mol液态水时反应热叫做中和热。现利用下图装置进行中和热的测定,请回答下列问题:
(1)图中未画出的实验器材是________________、________________。
(2)做一次完整的中和热测定实验,温度计需使用________次。
(3)实验时,将0.50 mol·L-1的盐酸加入到0.55mol·L-1的NaOH溶液中,两种溶液的体积均为50 mL,各溶液的密度均为1 g /cm3,生成溶液的比热容c=4.18 J /(g· oC),实验的起始温度为t1 oC,终止温度为t2 oC。测得温度变化数据如下:
序号 | 反应物 | 起始温度t1/ oC | 终止温度t2/ oC | 中和热 |
① | HCl+NaOH | 14.8 | 18.3 | ΔH1 |
② | HCl+NaOH | 15.1 | 19.7 | ΔH1 |
③ | HCl+NaOH | 15.2 | 18.5 | ΔH1 |
④ | HCl+NH3·H2O | 15.0 | 18.1 | ΔH2 |
①试计算上述两组实验测出的中和热ΔH1=______________。
②某小组同学为探究强酸与弱碱的稀溶液反应时的能量变化,又多做了一组实验④,用0.55mol·L-1的稀氨水代替NaOH溶液,测得温度的变化如表中所列,试计算反应的ΔH2=____________。
③两组实验结果差异的原因是___________________________________________。
④写出HCl+NH3· H2O反应的热化学方程式:_______________________________________。
【题目】一定温度下,在1 L恒容密闭容器中加入1 mol的N2(g)和3 mol H2(g)发生反应:N2(g)+3H2(g)2NH3(g) ΔH<0,NH3的物质的量与时间的关系如表所示,下列说法错误的是( )
时间/min | 0 | t1 | t2 | t3 |
NH3物质的量/mol | 0 | 0.2 | 0.3 | 0.3 |
A. 0~t1 min,v(NH3)=0.2/t1 mol·L-1·min-1
B. 升高温度,可使正反应速率减小,逆反应速率增大,故平衡逆向移动
C. N2(g)+3H2(g)2NH3(g)的活化能小于2NH3(g)
N2(g)+3H2(g)的活化能
D. t3 min时再加入1 mol的N2(g)和3 mol H2(g),反应达到新平衡时,c(N2)>0.85 mol·L-1