Question

11．（1）高炉炼铁过程中发生的主要反应为：$\frac{1}{3}$Fe₂O₃（s）+CO（g）?$\frac{2}{3}$Fe （s）+CO₂（g），已知该反应在不同温度下的平衡常数如表．

温度/℃	1000	1150	1300
平衡常数	4.0	3.7	3.5

则：①该反应的△H＜0（填“＞”、“＜”或“=”）；
②在一个容积为10L的密闭容器中，1000℃时加入Fe、Fe₂O₃、CO、CO₂各1.0mol，反应经过l0min后达到平衡．求CO的平衡转化率=60%．
（2）常温下，HR（酸）溶液pH=3，MOH（碱）的溶液pH=11，两者等体积混合后溶液显碱性．则混合溶液中必定有一种离子能发生水解，该水解反应的离子方程式M⁺+H₂O?MOH+H⁺
（3）25℃时，pH=0的HCl、0.1mol/L的HCl、0.01mol/L的NaOH、pH=14的NaOH四种溶液中由水电离产生的C（H⁺）水 之比为1：10：100：1．
（4）已知25℃时，电离常数K_a（HF）=3.6×10^-4，则0.1mol•L^-1 HF溶液中c（H⁺）=6×10^-3mol•L^-1
（5）在温度t℃时，pH=3的某水溶液中c（OH^-）=10^-8 mol/L．在此温度下5×10^-5mol/LBa（OH）₂溶液的pH=7．

Answer 1

分析 （1）①由表中数据可知，温度越高平衡常数越小，故升高温度平衡向逆反应移动，正反应为放热反应；
②令平衡时CO的物质的量变化为nmol，利用三段式表示出平衡时CO、CO₂的物质的量，进而计算CO的浓度变化量，再利用转化率定义计算CO的转化率；
（2）根据酸中氢离子和碱中氢氧根离子的关系结合混合溶液的酸碱性确定碱的强弱，从而确定易水解的离子，根据水解方程式写出即可；
（3）电离平衡为H₂O?H⁺+OH^-，在水中加入酸或者碱溶液，导致溶液中氢离子或者氢氧根离子浓度增大，抑制了水的电离；酸溶液中氢氧根离子是水电离的，碱溶液中氢离子是水电离，据此计算出各项水电离的氢离子浓度；
（4）已知25℃时，电离常数K_a（HF）=3.6×10^-4，则0.1mol•L^-1 HF溶液中HF?H⁺+F^-，K_a（HF）=$\frac{c（{H}^{+}）c（{F}^{-}）}{c（HF）}$，计算得到c（H⁺）；
（5）在温度t℃时，pH=3的某水溶液中c（OH^-）=10^-8 mol/L，此温度下离子积常数Kw=10^-3×10^-8=10^-11，据此计算氢氧化钡溶液中氢离子浓度得到溶液PH．

解答 解：（1）①由表中数据可知，温度越高平衡常数越小，故升高温度平衡向逆反应移动，正反应为放热反应，即△H＜0，
故答案为：＜；
②（2）令平衡时CO的物质的量变化为nmol，则：
          $\frac{1}{3}$Fe₂O₃（s）+CO（g）?$\frac{2}{3}$Fe（s）+CO₂（g）
开始（mol）：1                              1
变化（mol）：n                               n
平衡（mol）：1-n                            n+1
所以 $\frac{n+1}{1-n}$=4，解得n=0.6，
CO的平衡转化率为$\frac{0.6}{1}$×100%=60%，
故答案为：60%；
（2）酸中C（H⁺）=10^-3 mol/L，碱中C（OH^-）=10^-3 mol/L，所以C（H⁺）=C（OH^-）=10^-3 mol/L，两者等体积混合后溶液显碱性，说明碱过量，即氢氧根离子浓度小于碱浓度，所以该碱是弱碱，溶液中水解的离子是该碱的阳离子，水解方程式为：M⁺+H₂O?MOH+H⁺，
故答案为：M⁺+H₂O?MOH+H⁺；
（3）酸溶液中，氢氧根离子是水电离，碱溶液中氢离子是水电离的，
①pH=0的盐酸，溶液中氢离子浓度为1mol/L，水电离的氢氧根离子为：$\frac{1×1{0}^{-14}}{1}$mol/L=1×10^-14mol/L；
②0.1mol/L盐酸，溶液中氢离子浓度为0.1mol/L，水电离的氢氧根离子为：$\frac{1×1{0}^{-14}}{0.1}$mol/L=1×10^-13mol/L；
③0.01mol/L的NaOH 溶液，溶液中氢离子浓度为：$\frac{1×1{0}^{-14}}{0.01}$mol/L=1×10^-12mol/L；
④pH=14的NaOH 溶液，溶液中氢离子浓度为：1mol/L；
所以由水电离产生的c（H⁺）之比①：②：③：④=1×10^-14mol/L：1×10^-13mol/L：1×10^-12mol/L：mol/L=1：10：100：1，
故答案为：1：10：100：1；
（4）已知25℃时，电离常数K_a（HF）=3.6×10^-4，则0.1mol•L^-1 HF溶液中HF?H⁺+F^-，K_a（HF）=$\frac{c（{H}^{+}）c（{F}^{-}）}{c（HF）}$，c（H⁺）=$\sqrt{Ka×c（HF）}$=$\sqrt{3.6×1{0}^{-4}×0.1}$
=6×10^-3mol/L，
故答案为：6×10^-3 ；
（5）在温度t℃时，pH=3的某水溶液中c（OH^-）=10^-8 mol/L，此温度下离子积常数Kw=10^-3×10^-8=10^-11，在此温度下5×10^-5mol/LBa（OH）₂溶液中c（OH-）=1×10^-4mol/L，溶液直至c（H⁺）=$\frac{1{0}^{-11}}{1×1{0}^{-4}}$=10^-7mol/L，溶液的pH=7，
故答案为：7．

点评 本题考查了水的电离、离子积常数、平衡计算，题目难度中等，解题关键是合理判断酸碱溶液中水电离情况分析及计算方法，注意酸溶液中，氢氧根离子是水电离，碱溶液中氢离子是水电离的．