Question

化学学科中的平衡理论主要包括：化学平衡、电离平衡、水解平衡和溶解平衡四种，且均符合勒夏特列原理．请回答下列问题：
（1）常温下，取pH=2的盐酸和醋酸溶液各100mL，向其中分别加入适量的Zn粒，反应过程中两溶液的pH变化如图所示．则图中表示醋酸溶液中pH变化曲线的是    （填”A”或”B”）．设盐酸中加入的Zn质量为m₁，醋酸溶液中加入的Zn质量为m₂．则m₁    m₂．（选填”＜“、”=“或”＞“）
（2）在体积为3L的密闭容器中，CO与H₂在一定条件下反应生成甲醇：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）．该反应的平衡常数表达式K=    ，升高温度，K值    （填”增大”“减小”或”不变”）．在500℃，从反应开始到平衡，氢气的平均反应速率v（H₂）=    ．
（3）难溶电解质在水溶液中存在着溶解平衡．在某温下，溶液里各离子浓度以它们化学计量数为方次的乘积是一个常数，叫溶度积常数．例如：Mg（OH）₂（s）?Mg²⁺ （aq）+2OH^- （aq），某温度下K_sp=c（Mg²⁺）[c（OH^-）]²=2×10^-11．若该温度下某MgSO₄溶液里c（Mg²⁺）=0.002mol?L^-1，如果生成Mg（OH）₂沉淀，应调整溶液pH，使之大于    ；该温度下，在0.20L的0.002mol?L^-1MgSO₄溶液中加入等体积的0.10mol?L^-1的氨水溶液，该温度下电离常数K，经计算    （填”有”或”无”）Mg（OH）₂沉淀生成．
（4）常温下，向某纯碱（Na₂CO₃）溶液中滴入酚酞，溶液呈红色，则该溶液呈    性．在分析该溶液遇酚酞呈红色的原因时，甲同学认为是配制溶液所用的纯碱样品中混有NaOH所致；乙同学认为是溶液中Na₂CO₃电离出的水解所致．请你设计一个简单的实验方案给甲和乙两位同学的说法以评判（包括操作、现象和结论）．

Answer 1

【答案】分析：（1）从醋酸是弱电解质的角度分析，醋酸与Zn反应同时，电离出H⁺，pH变化较缓慢；
（2）化学平衡常数等于生成物的浓度系数次幂之积除以反应物的浓度系数次幂之积；
根据图象可知，温度越高，甲醇的含量越低，平衡向逆反应移动，升高温度平衡向吸热方向移动，说明该反应正反应为放热反应；先根据图象依据v=求出求出v（CH₃OH），然后根据速率之比等于化学计量数之比求出v（H₂）；
（3）根据c（OH^-）=计算氢氧根离子浓度，从而确定溶液的pH，根据混合溶液中氢氧根离子浓度与生成沉淀时所需pH进行比较判断；
（4）向红色溶液中加入足量BaCl₂溶液，生成碳酸钡沉淀，根据颜色的变化分析．
解答：解：（1）由于醋酸是弱电解质，与Zn反应同时，电离出H⁺，所以pH变化较缓慢，所以B曲线是醋酸溶液的pH变化曲线．由图知盐酸和醋酸的pH变化都是由2到4，盐酸中氢离子浓度逐渐减小，但醋酸中存在电离平衡，氢离子和锌反应时促进醋酸电离，补充反应的氢离子，所以醋酸是边反应边电离H⁺，故消耗的Zn多，所以m₁＜m₂．
故答案为：B；＜；
（2）因化学平衡常数等于生成物的浓度系数次幂之积除以反应物的浓度系数次幂之积，所以K=，由图可知，升高温度，甲醇的含量降低，平衡逆向移动，则化学平衡常数减小，由图象可知，在500℃时，2min到达平衡，甲醇的平均反应速率v（CH₃OH）= mol?（L?min）^-1 =mol?（L?min）^-1 ，由速率之比等于化学计量数之比求出，则v（H₂）=2v（CH₃OH）=mol?（L?min）^-1；
故答案为：K=，减小， mol?（L?min）^-1；
（3）c（OH^-）==mol/L=10^-4 mol/L，则c（H⁺）=10^-10 mol/L，所以溶液的pH=10，在0.20L的0.002mol?L^-1MgSO₄溶液中加入等体积的0.10mol?L^-1的氨水溶液，假设氨水的电离程度不变，则混合溶液中氢氧根离子浓度=×10^-3 mol/L=4.45×10^-3 mol/L＞10^-4 mol/L，所以有沉淀生成，
故答案为：10，有；
（4）酚酞遇碱变红色，该溶液呈红色说明是碱性溶液，要验证该溶液遇酚酞呈红色原因，可用以下方法，
方法一：向红色溶液中加入足量BaCl₂溶液，如果溶液显红色，说明甲正确，如果红色褪去，说明乙正确；
方法二：加热，如果红色不变说明甲正确，如果红色加深，说明乙正确，
故答案为：向红色溶液中加入足量BaCl₂溶液，如果溶液还显红色说明甲正确，红色褪去说明乙正确．
点评：本题考查较为综合，涉及弱电解质的电离、化学平衡、难溶电解质的溶解平衡、盐类水解等知识点，难度较大，弱电解质的电离平衡、化学平衡是高考的热点，应熟练掌握．