Question

（1）在10L密閉容器中充有10mol CO與20mol H₂，在催化劑作用下反應生成甲醇：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）；CO的轉化率（a）與溫度、壓強的關系如圖所示．
①若A、B兩點表示在某時刻達到的平衡狀態(tài)，則在A點該溫度下的平衡常數(shù)K=

 

．
②若A、C兩點都表示達到平衡狀態(tài)，則自反應開始到達平衡狀態(tài)所需的時間t_A

 

t_C（填“大于”、“小于”或“等于”）．
（2）室溫下，向一定量的稀氨水中逐滴加入濃度相同的稀鹽酸．
①當溶液中離子濃度關系滿足c（NH₄⁺）＜（Cl^-）時，則反應的情況可能為

 

（填寫序號字母）
A．鹽酸不足，氨水剩余，溶液顯堿性
B．氨水與鹽酸恰好完全反應
C．鹽酸過量
②當溶液的pH為7時，溶液中各離子濃度的大小關系為

 

．
③實驗過程中，氨水中的溶質NH₃?H₂O的電離程度先后

 

（填“增大”、“減小”或“不變”）．

Answer 1

考點：轉化率隨溫度、壓強的變化曲線,化學平衡的影響因素,弱電解質在水溶液中的電離平衡

專題：基本概念與基本理論

分析：（1）①溫度不變，平衡常數(shù)不變，根據(jù)A點溫度下的轉化率求平衡時各種物質的濃度，依據(jù)平衡常數(shù)概念計算得到；
②溫度越高反應速率越快所需時間越短；
（2）①溶液中離子濃度關系滿足c（NH₄⁺）＜c（Cl^-）時，由電荷守恒可知c（H⁺）＞c（OH^-），溶液呈酸性性，結合選項根據(jù)反應物量的關系，判斷溶液酸堿性；
②依據(jù)溶液中電荷守恒，結合溶液中溶質組成分析判斷；
③氨水中加入鹽酸反應促進一水合氨電離，隨銨根離子濃度增大，抑制一水合氨的電離；

解答： 解：（1）①CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）
初起濃度  1mol/L      2mol/L       0
變化量   0.5mol/L     1mol/L     0.5mol/L
平衡量   0.5mol/L     1mol/L     0.5mol/L
故K=

0.5mol/L

0.5mol/L×(1mol/L)2

=1L²mol^-2，
故答案為：1L²mol^-2；
②由圖可知A點低于C的溫度，溫度越高反應速率越快所需時間越短，所以t_A大于t_C；
故答案為：大于．
（2）①溶液中離子濃度關系滿足c（NH₄⁺）＜c（Cl^-）時，由電荷守恒可知c（H⁺）＞c（OH^-），溶液呈酸性性，
A．鹽酸不足，氨水剩余，為氯化銨與氨水的混合溶液，銨根離子水解程度大于氨水的電離時，溶液可能呈酸性，故A不可能；
B．氨水與鹽酸恰好完全反應，為氯化銨溶液，銨根離子水解，溶液呈酸性，故B可能；
C．鹽酸過量，溶液為氯化銨、鹽酸的混合溶液，溶液呈酸性，故C可能；
故選：BC；
②當溶液的pH為7時，即c（H⁺）=c（OH^-），則c（NH₄⁺）=c（Cl^-），溶液是氯化銨和少量的氨水，以電離為主，所以有c（NH₄⁺）=c（Cl^-）＞c（H⁺）=c（OH^-）；
故答案為：c（NH₄⁺）=c（Cl^-）＞c（H⁺）=c（OH^-）；
③加入的鹽酸消耗OH^-，促進了氨水的電離，隨著c（NH₄⁺）的增加，又抑制了其電離；
故答案為：先增大后減小；

點評：本題考查化學平衡圖象、化學平衡有關計算、影響化學平衡的因素、溶液酸堿性判斷、電離平衡常數(shù)計算等，是對知識的綜合運用，難度中等，中注意離子濃度的計算，題目難度中等．