Question

平衡问题是中学化学理论中的核心问题，请完成以下相关小题：
（1）若在某温度下向恒压容器中投入反应物A、B，当反应A（g）+3B（g）2C（g）达到平衡时，测得容器中含有A 1mol B 0.4mol，C 0.4mol，此时容积为2L．则A的起始投入量为    mol，平衡常数K=    ，恒温恒压时，再向此容器内通入1.8mol A，平衡将     （填“正向”、“逆向”或“不”）移动．
（2）已知K_sp（BaSO₄）≈1×10^-10，K_sp（BaCO₃）≈5×10^-9，则饱和：BaSO₄溶液中c（SO₄^2-）mol?L^-1，向BaSO₄悬浊液中逐渐加入Na₂CO₃固体至c（CO₃^2-）=    mol．L^-1时，BaSO₄开始向BaCO₃沉淀转化．
（3）若25°C时某一元酸HA的电离平衡常数K_a=1×10^-6，则相同温度下NaA的水溶液呈碱性的原因可用离子方程式表示为    ，相同物质的量浓度的HA和NaA两溶液等体积混合后，溶液显    性（±真“酸”、“碱”或“中”）．

Answer 1

【答案】分析：（1）根据方程式A（g）+3B（g）2C（g），结合C的物质的量的变化量△n（C），计算出△n（A），再利用n（A）_初始=n（A）_平衡+△n（A）；
该反应平衡常数为k=，计算出平衡时各物质的浓度，将各物质的平衡浓度带入计算；
计算出改变条件后各物质的浓度，再计算出浓度商，与平衡常数相比，判断平衡是否移动．
（2）根据K_sp（BaSO₄）≈1×10^-10计算出溶液中c（Ba²⁺），再根据K_sp（BaCO₃）≈5×10^-9计算．
（3）HA为弱酸，利用A^-与水电离出的H⁺结合成HA使NaA的水溶液呈碱性；
根据HA的电离平衡常数，计算出H⁺水解平衡常数，由此比较电离与水解程度的相对大小，判断溶液的酸碱性．
解答：解：（1）达到平衡时，△n（C）=0.4mol，物质的量之比等于化学计量数之比，所以△n（A）=△n（C）=×0.4mol=0.2mol，故n（A）_初始=n（A）_平衡+△n（A）=1mol+0.2mol=1.2mol；
达到平衡时，c（A）==0.5mol/L，c（B）==0.2mol/L，c（C）==0.2mol/L，该温度下，反应平衡常数为k===10mol^-2?L²；
恒温恒压时，再向此容器内通入1.8mol A，假定平衡不移动，体积之比等于物质的量之比，令此时体积为VL，则：
2L：VL=（1mol+04mol+0.4mol）：（2.8mol+0.4mol+0.4mol），解得V=4，此时各物质的浓度为c（A）==0.7mol/L，c（B）==0.1mol/L，c（C）==0.1mol/L，浓度商Qc==14.3mol^-2?L²，大于10mol^-2?L²，所以平衡向逆反应进行．
故答案为：1.2；10mol^-2?L²；逆反应；
（2）溶液中c（Ba²⁺）==10^-5mol/L，所以c（CO₃^2-）===5×10^-4mol/L，故答案为：5×10^-4；
（3）HA为弱酸，HA的电离平衡常数K_a=1×10^-6，A^-与水电离出的H⁺结合成HA使NaA的水溶液呈碱性，水解方程式为A^-+H₂O?HA+OH^-，其水解常数为K_h===10^-8，小于HA的电离平衡常数K_a=1×10^-6，电离大于水解程度，相同物质的量浓度的HA和NaA两溶液等体积混合后，浓度相等，所以溶液呈酸性．
故答案为：A^-+H₂O?HA+OH^-；酸性．
点评：主要考查有关平衡的定量计算分析等综合能力，难度较大，（3）中将电离与水解结合在一起，利用水解平衡常数与电离平衡常数判断溶液的酸碱性为易错点，难点，不能想当然的认为电离程度大于水解程度．