题目内容
| 化学式 | HF | H2CO3 | HClO |
| 电离平衡常数 （K） |
7.2×10-4 | K1=4.4×10-7 K2=4.7×10-11 |
3.0×10-8 |
（2）25℃时，在20mL0.1mol?L-1氢氟酸中加入VmL0.1mol?L-1NaOH溶液，测得混合溶液的pH变化曲线如图所示
，下列说法正确的是A．pH=3的HF溶液和pH=11的NaF溶液中，由水电离出的c（H+）相等
B．①点时pH=6，此时溶液中，c（F-）-c（Na+）=9.9×10-7mol/L
C．②点时，溶液中的c（F-）=c（Na+）
D．③点时V=20mL，此时溶液中c（F-）＜c（Na+）=0.1mol?L-1
（3）已知25℃时，①HF（aq）+OH-（aq）=F-（aq）+H2O（l）△H=-akJ?mol-1，
②H+（aq）+OH-（aq）=H2O（l）△H=-bkJ?mol-1，
氢氟酸的电离方程式及热效应可表示为
（4）长期以来，一直认为氟的含氧酸不存在．1971年美国科学家用氟气通过细冰末时获得HFO，其结构式为H-O-F．HFO与等物质的量的H2O反应得到HF和化合物A，则每生成1molHF转移
Ⅱ氯化硫酰（SO2Cl2）主要用作氯化剂．它是一种无色液体，熔点-54.1℃，沸点69.1℃．氯化硫酰可用干燥的二氧化硫和氯气在活性炭催化剂存在下反应制取：
SO2（g）+Cl2（g）
SO2Cl2（l）△H=-97.3kJ?mol-1（1）试写出常温常压下化学平衡常数K的表达式：K=
（2）对上述反应，若要使化学平衡常数K增大，化学反应速率v正也增大，可采取的措施是
a．降低温度 b．移走SO2Cl2
c．增加反应物浓度 d．无法满足上述条件
（3）下列描述中能说明上述反应已达平衡的是
a．υ（Cl2）=υ（SO2） b．容器中气体压强不随时间而变化
c．c（Cl2）：c（SO2）=1：1 d．容器中气体颜色不随时间两变化
（4）300℃时，体积为1L的密闭容器中充入16.20g SO2Cl2，达到平衡时容器中含SO2 7.616g．若在上述中的平衡体系中，再加入16.20g SO2Cl2，当再次达平衡时，容器中含SO2的质量范围是
（2）A．酸或碱抑制水电离，含有弱根离子的盐促进水电离；
B．根据电荷守恒计算；
C．根据电荷守恒计算；
D．等物质的量的氢氟酸和氢氧化钠恰好反应生成氟化钠，溶液呈碱性，根据电荷守恒判断，注意等体积混合时，不水解离子浓度变为原来的一半；
（3）利用盖斯定律分析，注意氢氟酸是弱电解质；
（4）根据原子守恒确定A，再根据化合价变化计算转移电子；
II．（1）化学平衡常数是指在一定温度下，可逆反应达到平衡时各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积除以各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积所得的比值，据此书写；
（2）平衡常数只受温度影响，将化学平衡常数K增大，应使平衡向正反应移动，该反应正反应是放热反应，故应降低温度，化学反应速率降低，据此解答；
（3）达到平衡状态时，正逆反应速率相等，各物质的浓度不变，百分含量不变，以及由此衍生其它一些物理量不变，据此结合选项判断；
（4）再加入16.20g SO2Cl2，平衡向生成二氧化硫的方向移动，平衡时二氧化硫的质量增大，可以等效为增大压强，SO2Cl2转化率降低，平衡时二氧化硫的质量小于原平衡时的2倍．
（2）A．氢氟酸抑制水电离，氟化钠促进水电离，所以pH=3的HF溶液和pH=11的NaF溶液中，由水电离出的不相等，故错误；
B．①点时pH=6，溶液中存在电荷守恒，c（F-）+c（OH-）=c（Na+）+c（H+），所以c（F-）-c（Na+）=c（H+）-c（OH-）=9.9×10-7mol/L，故正确；
C．②点时，溶液呈中性，c（OH-）=c（H+），溶液中存在电荷守恒，c（F-）+c（OH-）=c（Na+）+c（H+），
所以c（F-）=c（Na+），故正确；
D．③点时V=20mL，此时溶液中溶质在氟化钠，溶液呈碱性，根据电荷守恒知c（F-）＜c（Na+），但等体积混合时不水解的离子浓度变为原来的一半，所以c（F-）＜c（Na+）=0.05mol/L，故错误；
故选BC；
（3）通过表格知，氢氟酸是弱电解质，将方程式①-②得HF（aq）?H+（aq）+F-（aq）△H=-（a-b）KJ?mol-1，故答案为：HF（aq）?H+（aq）+F-（aq）△H=-（a-b）KJ?mol-1；
（4）根据原子守恒知，该反应方程式为：HFO+H2O=HF+H2O2，根据元素化合价知，每生成1molHF转移 1mol电子，故答案为：1；
II．（1）根据平衡常数公式知，该反应的平衡常数K=
| 1 |
| c(SO2)．c(Cl2) |
故答案为：
| 1 |
| c(SO2)．c(Cl2) |
（2）平衡常数只受温度影响，将化学平衡常数K增大，应使平衡向正反应移动，该反应正反应是放热反应，故应降低温度，化学反应速率降低，故不能实现K增大的同时化学反应速率v正增大，故选d；
（3）a．υ（Cl2）=υ（SO2），没有指明正、逆速率，无法判断，故a错误；
b．随反应进行，气体的物质的量减小，压强减小，容器中气体压强不随时间而变化，说明达到平衡，故b正确；
c．平衡时氯气与二氧化硫的浓度与起始浓度有关，起始浓度不同，平衡时二者浓度不同，若二者起始浓度相同，用于二者按1：1反应，故任意时刻二者的浓度都相同，故c（Cl2）：c（SO2）=1：1不能说明达到平衡，故c错误；
d．容器中气体颜色不随时间两变化，说明氯气的浓度不再变化，说明达到平衡，故d正确；
故答案为：bd；
（4）再加入16.20g SO2Cl2，平衡向生成二氧化硫的方向移动，平衡时二氧化硫的质量增大，可以等效为增大压强，SO2Cl2转化率降低，平衡时二氧化硫的质量小于原平衡时的2倍，故平衡时7.616g＜m（SO2）＜15.232g，
故答案为：7.616g＜m（SO2）＜15.232g．
Ⅰ.电离平衡常数（用K表示)的大小可以判断电解质的相对强弱。25℃时，有关物质的电离平衡常数如下表所示：
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化学式 |
HF |
H2CO3 |
HClO |
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电离平衡常数 （K） |
7.2×10-4 |
K1=4.4×10-7 K2=4.7×10-11 |
3.0×10-8 |
（1）物质的量浓度均为0.1mol/L的下列四种溶液：①Na2CO3溶液 ②NaHCO3溶液 ③NaF溶液 ④NaClO溶液。依据数据判断pH由大到小的顺序是______________。
（2）25℃时，在20mL0.1mol·L—1氢氟酸中加入VmL0.1mol·L—1NaOH溶液，测得混合溶液的pH变化曲线如图所示，下列说法正确的是_______。
A．pH＝3的HF溶液和pH＝11的NaF溶液中，由水电离出的c(H+)相等
B．①点时pH＝6，此时溶液中，c(F－)－c(Na+)＝9.9×10-7mol/L
C．②点时，溶液中的c(F－)＝c(Na+)
D．③点时V＝20mL，此时溶液中c(F－)<c(Na+)＝0.1mol·L—1
（3）已知25℃时，①HF(aq)+OH－(aq)＝F－(aq)+H2O(l) ΔH＝-akJ·mol—1，
②H+(aq)+OH－(aq)＝H2O(l) ΔH＝-bkJ·mol—1，
氢氟酸的电离方程式及热效应可表示为________________________。
（4）长期以来，一直认为氟的含氧酸不存在。1971年美国科学家用氟气通过细冰末时获得HFO，其结构式为H—O—F。HFO与等物质的量的H2O反应得到HF和化合物A，则每生成1molHF转移_______mol电子。
Ⅱ.氯化硫酰（SO2Cl2）主要用作氯化剂。它是一种无色液体，熔点–54.1℃，沸点69.1℃。氯化硫酰可用干燥的二氧化硫和氯气在活性炭催化剂存在下反应制取：
SO2(g)＋Cl2(g)
SO2Cl2(l) △H＝–97.3kJ·mol—1
（1）试写出常温常压下化学平衡常数K的表达式：K=_________________；
（2）对上述反应，若要使化学平衡常数K增大，化学反应速率v正也增大，可采取的措施是_____（选填编号）。
a．降低温度 b．移走SO2Cl2
c．增加反应物浓度 d．无法满足上述条件
（3）下列描述中能说明上述反应已达平衡的是____________（选填编号）。
a．υ(Cl 2)＝υ(SO2) b．容器中气体压强不随时间而变化
c．c(Cl 2) : c(SO2)＝1:1 d．容器中气体颜色不随时间两变化
（4）300℃时，体积为1L的密闭容器中充入16.20g SO2Cl2，达到平衡时容器中含SO2 7.616g。若在上述中的平衡体系中，再加入16.20g SO2Cl2，当再次达平衡时，容器中含SO2的质量范围是________________________。
对于弱酸，在一定温度下达到电离平衡时，各微粒的浓度存在一种定量的关系．下表是25℃时几种常见弱酸的电离平衡常数
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酸 |
电离方程式 |
电离平衡常数K |
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回答下列各问：
（1）K只与温度有关，当温度升高时，K值________（填“增大”、“减小”、“不变”）．
（2）在温度相同时，各弱酸的K值不同，那么K值的大小与酸性的相对强弱有何关系?__________________．
（3）若把CH3COOH、H2CO3、HCO3-、H2S、HS-、H3PO4、H2PO4-、HPO42-都看作是酸，其中酸性最强的是_________，最弱的是________．
（4）多元弱酸是分步电离的，每一步都有相应的电离平衡常数．对于同一种多元弱酸的K1、K2、K3之间存在着数量上的规律，对于H3PO4此规律是________________，产生此规律的原因是_________________________．
（5）电离平衡常数是用实验的方法测定出来的．现已经测得某温度下 NH3∙H2O溶液中存在如下反应：NH3∙H2O NH4++OH-
已知0.10 mol·L-1
NH3∙H2O溶液中，达到平衡时，C平衡（OH-）=4.2 × 10-3mol·L-1，C平衡（NH3∙H2O）≈C起始（NH3∙H2O），水的电离可忽略不计;
①用pH试纸测量溶液的pH值，即可求得C平衡（OH-），测定溶液pH值的操作是______________。
②测量C平衡（NH3∙H2O）的方法最好用_____________法（填方法名称）
③求此温度下该反应的平衡常数K.(写出计算过程，计算结果保留2位有效数字)