2019届二轮复习化学反应原理中计算题空的研究学案（全国通用） 21页

专题三　化学反应原理中计算题空的研究 热点题空一　热化学方程式及反应热的计算 ‎1．书写热化学方程式的“五环节”‎ ‎2．利用盖斯定律书写热化学方程式的步骤和方法 ‎(1)计算步骤 ‎(2)计算方法 题组一　热化学方程式的书写 ‎1．200 ℃时固体硝酸铵可以分解为N2O和H2O，此过程中每转移电子8 mol，放出热量84.8 kJ，写出此反应的热化学方程式：_________________________________________________。‎ 答案　NH4NO3(s)===N2O(g)＋2H2O(g)‎ ΔH＝－42.4 kJ·mol－1‎ 解析　硝酸铵分解产生一氧化二氮(N2O)气体和水蒸气，反应的化学方程式为NH4NO3N2O↑＋2H2O↑，分析氧化还原反应中的得失电子可知该反应中每1 mol NH4NO3反应就会有4 mol电子转移，根据题意每8 mol电子转移放出84.8 kJ热量，可得每1 mol NH4NO3反应就会有42.4 kJ热量放出，所以热化学方程式为NH4NO3(s)===N2O(g)＋2H2O(g)　‎ ΔH＝－42.4 kJ·mol－1。‎ ‎2．氨气具有还原性，例如，氨气能与卤素单质发生置换反应。已知几种化学键的键能数据如表所示：‎ 化　学　键 N—H N≡N Br—Br H—Br 键能/kJ·mol－1‎ ‎391‎ ‎946‎ ‎194‎ ‎366‎ 请写出氨气与溴蒸气反应的热化学方程式：___________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 答案　2NH3(g)＋3Br2(g)===N2(g)＋6HBr(g)‎ ΔH＝－214 kJ·mol－1‎ 解析　NH3与溴蒸气发生置换反应，化学方程式为2NH3(g)＋3Br2(g)===N2(g)＋6HBr(g)，ΔH＝Σ(反应物的键能)－Σ(生成物的键能)＝(6×391 kJ·mol－1＋3×194 kJ·mol－1)－(946 kJ·mol－1＋6×366 kJ·mol－1)＝－214 kJ·mol－1。‎ ‎3．已知：25 ℃、101 kPa时，Mn(s)＋O2(g)===MnO2(s)　ΔH＝－520 kJ·mol－1‎ S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH＝－297 kJ·mol－1‎ Mn(s)＋S(s)＋2O2(g)===MnSO4(s)‎ ΔH＝－1 065 kJ·mol－1‎ 则SO2与MnO2反应生成无水MnSO4的热化学方程式是___________________________‎ 答案　MnO2(s)＋SO2(g)===MnSO4(s)‎ ΔH＝－248 kJ·mol－1‎ 解析　将题给三个热化学方程式依次编号为①②③，根据盖斯定律，由③－①－②可得SO2(g)＋MnO2(s)===MnSO4(s)　ΔH＝(－1 065 kJ·mol－1)－(－520 kJ·mol－1)－(－297 kJ·mol－1)＝－248 kJ·mol－1。‎ ‎4．[2017·全国卷Ⅰ，28(2)]近期发现，H2S是继NO、CO之后第三个生命体系气体信号分子，它具有参与调节神经信号传递、舒张血管减轻高血压的功能。回答下列问题：‎ 下图是通过热化学循环在较低温度下由水或硫化氢分解制备氢气的反应系统原理。‎ 通过计算，可知系统(Ⅰ)和系统(Ⅱ)制氢的热化学方程式分别为 ‎________________________________________________________________________、‎ ‎________________________________________________________________________，‎ 制得等量H2所需能量较少的是________。‎ 答案　H2O(l)===H2(g)＋O2(g)　ΔH＝286 kJ·mol－1‎ H2S (g)===H2(g)＋S(s)　ΔH＝20 kJ·mol－1　系统(Ⅱ)‎ 解析　令题干中的四个热化学方程式分别为 ‎①H2SO4(aq)===SO2(g)＋H2O(l)＋O2(g)　ΔH1＝327 kJ·mol－1‎ ‎②SO2(g)＋I2(s)＋2H2O(l)===2HI(aq)＋H2SO4(aq)　ΔH2＝－151 kJ·mol－1‎ ‎③2HI(aq)===H2(g)＋I2(s)‎ ΔH3＝110 kJ·mol－1‎ ‎④H2S(g)＋H2SO4(aq)===S(s)＋SO2(g)＋2H2O(l)‎ ΔH4＝61 kJ·mol－1‎ 根据盖斯定律，将①＋②＋③可得，系统(Ⅰ)中的热化学方程式：‎ H2O(l)===H2(g)＋O2(g)　ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝327 kJ·mol－1－151 kJ·mol－1＋110 kJ·mol－1＝286 kJ·mol－1‎ 同理，将②＋③＋④可得，系统(Ⅱ)中的热化学方程式：‎ H2S(g)===H2(g)＋S(s)　ΔH＝ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＝－151 kJ·mol－1＋110 kJ·mol－1＋61 kJ·mol－1＝20 kJ·mol－1‎ 由所得两热化学方程式可知，制得等量H2所需能量较少的是系统(Ⅱ)。‎ 题组二　反应热的计算 ‎5．用NH3可除去烟气中氮的氧化物，主要反应如下：‎ ‎①4NO(g)＋4NH3(g)＋O2(g)??4N2(g)＋6H2O(g)　ΔH1＝－1 627.2 kJ·mol－1‎ ‎②6NO(g)＋4NH3(g)??5N2(g)＋6H2O(g)‎ ΔH2＝－1 807 kJ·mol－1‎ ‎③6NO2(g)＋8NH3(g)??7N2(g)＋12H2O(g)‎ ΔH3＝－2 659.9 kJ·mol－1‎ 则N2(g)＋O2(g)===2NO(g)　ΔH4＝______ kJ·mol－1。‎ 已知：O2、NO中的化学键键能分别为497.3 kJ·mol－1、631.65 kJ·mol－1，则N2中的化学键键能为__________________________。‎ 答案　＋179.8　945.8 kJ· mol－1‎ 解析　由①－②得N2(g)＋O2(g)===2NO(g)的ΔH4＝(－1 627.2＋1 807) kJ·mol－1＝＋179.8 kJ·mol－1。设N2中的化学键键能为E，由键能与反应热关系知，E＋497.3 kJ·mol－1－631.65 kJ·mol－1×2＝＋179.8 kJ·mol－1，解得E＝945.8 kJ·mol－1。‎ ‎6．二氧化碳回收利用是环保科学研究的热点课题。已知CO2经催化加氢可合成低碳烯烃：2CO2(g)＋6H2(g)??CH2==CH2(g)＋4H2O(g)　ΔH。‎ ‎(1)几种物质的能量(kJ·mol－1)如表所示(在标准状态下，规定单质的能量为0，测得其他物质生成时放出的热量为其具有的能量)：‎ 物质 CO2(g)‎ H2(g)‎ CH2==CH2(g)‎ H2O(g)‎ 能量/kJ·mol－1‎ ‎－394‎ ‎0‎ ‎52‎ ‎－242‎ ΔH＝____________________kJ·mol－1。‎ ‎(2)几种化学键的键能(kJ·mol－1)。‎ 化学键 C==O H—H C==C H—C H—O 键能/kJ·mol－1‎ ‎803‎ ‎436‎ ‎615‎ a ‎463‎ a＝____________________。‎ ‎[思路点拨]　从宏观的角度讲，反应热是生成物自身的总能量与反应物自身总能量的差值，根据第(1)问中所给出的各物质所具有的能量，可以计算反应的热效应。从微观的角度讲，反应热是旧化学键断裂吸收的能量与新化学键形成放出的能量的差值，已知反应的热效应和部分化学键的键能，可求某一化学键的键能。‎ 答案　(1)－128　(2)409.25‎ 解析　(1)ΔH＝生成物的总能量－反应物的总能量＝(52－242×4－0＋394×2)kJ·mol－1＝－128 kJ·mol－1。(2)ΔH＝断裂化学键的总键能－形成化学键的总键能＝(803×4＋436×6－615－4a－463×8)kJ·mol－1＝－128 kJ·mol－1，解得a＝409.25。‎ ‎7．(1)[2016·全国卷Ⅱ，26(3)]联氨(又称肼，N2H4，无色液体)是一种应用广泛的化工原料，可用作火箭燃料。回答下列问题：‎ ‎①2O2(g)＋N2(g)===N2O4(l)　　ΔH1‎ ‎②N2(g)＋2H2(g)===N2H4(l)　　ΔH2‎ ‎③O2(g)＋2H2(g)===2H2O(g)　　ΔH3‎ ‎④2N2H4(l)＋N2O4(l)===3N2(g)＋4H2O(g)‎ ΔH4＝－1 048.9 kJ·mol－1‎ 上述反应热效应之间的关系式为ΔH4＝________，联氨和N2O4可作为火箭推进剂的主要原因为________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(2)CH4和CO2可以制造价值更高的化学产品。‎ 已知：CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g)‎ ΔH1＝a kJ·mol－1‎ CO(g)＋H2O(g)===CO2(g)＋H2(g)‎ ΔH2＝b kJ·mol－1‎ ‎2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g)　ΔH3＝c kJ·mol－1‎ 反应CH4(g)＋CO2(g)===2CO(g)＋2H2(g)　ΔH＝________ kJ·mol－1(用含a、b、c的代数式表示)。‎ 答案　(1)2ΔH3－2ΔH2－ΔH1　反应放热量大，产生大量的气体 ‎(2)a＋2b－2c 解析　(1)对照目标热化学方程式中的反应物和生成物在已知热化学方程式中的位置和化学计量数，利用盖斯定律，将热化学方程式③×2，减去热化学方程式②×2，再减去热化学方程式①，即可得出热化学方程式④，故ΔH4＝2ΔH3－2ΔH2－ΔH1；联氨具有强还原性，N2O4具有强氧化性，两者混合在一起易自发地发生氧化还原反应，反应放热量大，并产生大量的气体，可为火箭提供很大的推进力。‎ ‎(2)CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g)　ΔH＝a kJ·mol－1，2CO(g)＋2H2O(g)===2CO2(g)＋2H2(g)ΔH＝2b kJ·mol－1，4CO2(g)===4CO(g)＋2O2(g)　ΔH＝－2c kJ·mol－1。‎ 上述三式相加得：CH4(g)＋CO2(g)===2CO(g)＋2H2(g)　ΔH＝(a＋2b－2c)kJ·mol－1。‎ 热点题空二　有关反应速率、平衡常数、转化率的计算 ‎1．对化学反应速率计算公式的理解 对于反应mA(g)＋nB(g)===cC(g)＋dD(g)‎ ‎(1)计算公式：v(B)＝＝。‎ ‎(2)同一反应用不同的物质表示反应速率时，数值可能不同，但意义相同。不同物质表示的反应速率，存在如下关系：v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶c∶d。‎ ‎(3)注意事项 ‎①浓度变化只适用于气体和溶液中的溶质，不适用于固体和纯液体。‎ ‎②化学反应速率是某段时间内的平均反应速率，而不是即时速率，且计算时取正值。‎ ‎2．化学平衡计算中常用公式 ‎(1)对于可逆反应：aA(g)＋bB(g)??cC(g)＋dD(g)在一定温度下达到化学平衡时，其计算的表达式为 化学平衡常数K＝(式中的浓度是指平衡状态的浓度)‎ Kp＝ 其中p(A)、p(B)、p(C)、p(D)分别为A、B、C、D两气体的分压，‎ 气体的分压＝气体总压×体积分数 气体体积之比＝气体物质的量之比 ‎(2)同一化学反应，化学反应方程式写法不同，其平衡常数表达式亦不同。例如：‎ N2O4(g)??2NO2(g)　K＝ N2O4(g)??NO2(g)　K′＝＝ ‎2NO2(g)??N2O4(g)　K″＝＝ 因此书写平衡常数表达式时，要与化学反应方程式相对应，否则意义就不明确。‎ ‎(3)转化率计算公式 转化率(α)＝×100%‎ 题组一　识图计算反应速率 ‎1．用催化剂可以使NO、CO污染同时降低，2NO(g)＋2CO(g)??N2(g)＋2CO2(g)，根据传感器记录某温度下NO、CO的反应进程，测量所得数据绘制出如图。‎ 前1 s内的平均反应速率v(N2)＝__________，第2 s时的x值范围________。‎ 答案　2.7×10－4 mol·L－1·s－1　30.6>x>25.2‎ 解析　利用v＝计算v(CO)，根据速率之比等于化学计量数之比求v(N2)；因为随着反应进行反应速率越来越小，所以第2 s消耗的CO小于第1 s的36－30.6＝5.4，则第2 s时的x值范围为30.6>x>30.6－5.4＝25.2。‎ ‎2．研究漂白液的稳定性对其生产和保存有实际意义。下图是30 ℃时，三种漂白液中NaClO的质量百分含量随时间的变化关系。‎ ‎(1)分解速率v(Ⅰ)________(填“>”“<”或“＝”)v(Ⅱ)，其原因是 ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(2)漂白液Ⅰ在4～8天内的分解速率为________mol·L－1·d－1。(常温下漂白液的密度近似等于1 g·cm－3，溶液体积变化忽略不计，计算结果保留2位有效数字)‎ 答案　(1)>　相同条件下，Ⅰ中NaClO浓度大，因而反应速率大　(2)0.047‎ 解析　(2)假设溶液的体积为1 L，质量为1 000 g，‎ a点c(NaClO)＝ mol·L－1＝ mol·L－1，‎ b点c(NaClO)＝ mol·L－1＝ mol·L－1，‎ v＝ mol·L－1·d－1≈0.047 mol·L－1·d－1。‎ 题组二　有关平衡常数和转化率的计算 ‎3．[2017·全国卷Ⅰ，28(3)①]近期发现，H2S是继NO、CO之后第三个生命体系气体信号分子，它具有参与调节神经信号传递、舒张血管减轻高血压的功能。回答下列问题：‎ H2S与CO2在高温下发生反应：H2S(g)＋CO2(g)??COS(g)＋H2O(g)。在610 K时，将0.10 mol CO2与0.40 mol H2S充入2.5 L的空钢瓶中，反应平衡后水的物质的量分数为0.02。‎ H2S的平衡转化率α1＝________%，反应平衡常数K＝________。‎ 答案　2.5　2.8×10－3‎ 解析　设平衡时H2S转化的物质的量为x mol。‎ ‎　　　 H2S(g)　＋　CO2(g)??COS(g)＋H2O(g)‎ 初始/mol 0.40 0.10 0 0‎ 转化/mol x x x x 平衡/mol 0.40－x 0.10－x x x 由题意得：＝0.02‎ 解得：x＝0.01‎ H2S的平衡转化率α1＝×100%＝2.5%‎ K＝＝＝≈2.8×10－3。‎ ‎4．[2017·全国卷Ⅲ，28(4)①]砷(As)是第四周期ⅤA族元素，可以形成As2S3、As2O5、H3AsO3、H3AsO4等化合物，有着广泛的用途。回答下列问题：‎ ‎298 K时，将20 mL 3x mol·L－1Na3AsO3、20 mL 3x mol·L－1 I2和20 mL NaOH溶液混合，发生反应：AsO(aq)＋I2(aq)＋2OH－(aq)??AsO(aq)＋2I－(aq)＋H2O(l)。溶液中c(AsO)与反应时间(t)的关系如图所示。‎ 若平衡时溶液的pH＝14，则该反应的平衡常数K为____。‎ 答案　 解析　反应前，三种溶液混合后，c(Na3AsO3)＝3x mol·L－1×＝x mol·L－1，同理，c(I2)＝x mol·L－1，反应情况如下：‎ AsO(aq)＋I2(aq)＋2OH－(aq)??AsO(aq)＋2I－(aq)＋H2O(l)‎ 起始浓度/mol·L－1 x　　　　 x　　　　　　　　 0　　　　　0‎ 平衡浓度/mol·L－1 x－y x－y 1 y 2y K＝＝。‎ ‎5．化学家研究在催化剂作用下，通过反应：CCl4＋H2??CHCl3＋HCl使CCl4转化为重要的化工原料氯仿(CHCl3)。此反应伴随有副反应，会生成CH2Cl2、CH3Cl和CH4等。已知CCl4的沸点为77 ℃，CHCl3的沸点为61.2 ℃。在密闭容器中，该反应在110 ℃下达到平衡状态后，测得如下数据(假设不考虑副反应)：‎ 实验序号 温度/℃‎ 初始CCl4的浓度/mol·L－1‎ 初始H2的浓度/mol·L－1‎ CCl4平衡转化率 ‎1‎ ‎110‎ ‎0.8‎ ‎1.2‎ a ‎2‎ ‎110‎ ‎1‎ ‎1‎ ‎50%‎ ‎3‎ ‎100‎ ‎1‎ ‎1‎ b ‎(1)此反应的化学平衡常数表达式为___________________________________________。‎ 在110 ℃时平衡常数为_____________________________________________________。‎ ‎(2)实验1中，CCl4的转化率a__________(填“大于”“小于”或“等于”)50%。‎ ‎(3)实验2中，10 h后达到平衡，H2的平均反应速率为________________。‎ ‎(4)实验3中，b的值________(填字母)。‎ A．等于50% B．大于50%‎ C．小于50% D．无法判断 答案　(1)K＝　1‎ ‎(2)大于　(3)0.05 mol·L－1·h－1　(4)D 解析　因CCl4的沸点为77 ℃，CHCl3的沸点为61.2 ℃，所以在110 ℃或100 ℃时反应中各物质的状态均为气态，其平衡常数K＝；110 ℃时，由实验2可知反应中各物质的平衡浓度均为0.5 mol·L－1，代入表达式中计算得平衡常数为1；实验1和实验2的反应温度相同，所以其平衡常数相同，利用平衡常数相等，可以求出实验1中CCl4的平衡转化率为60%，大于50%；对于实验3，因温度不同，又不知该反应的热效应，所以无法判断转化率的大小。‎ 题组三　化学平衡常数的综合计算 ‎6．亚硝酰氯(NOCl)是有机合成中的重要试剂，可由NO和Cl2反应得到，化学方程式为2NO(g)＋Cl2(g)??2NOCl(g)。‎ ‎(1)氮氧化物与悬浮在大气中的海盐粒子相互作用时会生成亚硝酰氯，涉及如下反应：‎ ‎①2NO2(g)＋NaCl(s)??NaNO3(s)＋NOCl(g)‎ ‎②4NO2(g)＋2NaCl(s)??2NaNO3(s)＋2NO(g)＋Cl2(g)‎ ‎③2NO(g)＋Cl2(g)??2NOCl(g)‎ 设反应①②③对应的平衡常数依次为K1、K2、K3，则K1、K2、K3之间的关系为______________________。‎ ‎(2)300 ℃时，2NOCl(g)??2NO(g)＋Cl2(g)。‎ 正反应速率的表达式为v正＝k·cn(NOCl)(k为速率常数，只与温度有关)，测得速率与浓度的关系如表所示：‎ 序号 c(NOCl)/mol·L－1‎ v/mol·L－1·s－1‎ ‎①‎ ‎0.30‎ ‎3.60×10－9‎ ‎②‎ ‎0.60‎ ‎1.44×10－8‎ ‎③‎ ‎0.90‎ ‎3.24×10－8‎ n＝________，k＝________。‎ ‎(3)在1 L恒容密闭容器中充入2 mol NO(g)和1 mol Cl2(g)，在不同温度下测得c(NOCl)与时间t的关系如图A所示：‎ ‎①反应开始到10 min时NO的平均反应速率v(NO)＝________ mol·L－1·min－1。‎ ‎②T2时该反应的平衡常数K为________。‎ ‎③Cl2的平衡转化率为__________。‎ ‎(4)若按投料比[n(NO)∶n(Cl2)]＝2∶1把NO和Cl2加入到一恒压的密闭容器中发生反应，平衡时NO的转化率与温度T、压强p(总压)的关系如图B所示：‎ ‎①该反应的ΔH________(填“>”“<”或“＝”)0。‎ ‎②在p压强条件下，M点时容器内NO的体积分数为________。‎ ‎③若反应一直保持在p压强条件下进行，则M点的分压平衡常数Kp＝________(用含p的表达式表示，用平衡分压代替平衡浓度计算，分压＝总压×体积分数)。‎ 答案　(1)K2·K3＝K　(2)2　4.0×10－8 L·mol－1·s－1‎ ‎(3)①0.1　②2　③50%　(4)①<　②40%　③Kp＝ 解析　(1)根据①×2－②＝③，从而可推知平衡常数之间的关系。(2)将①②组数据代入表达式计算，n＝＝4，解得n＝2。再代入任意一组数据可计算出k值。(3)①10 min时，c(NOCl)＝1 mol·L－1，则转化的NO的物质的量为1 mol，则v(NO)＝＝0.1 mol·L－1‎ ‎·min－1。②平衡常数K＝＝2。③Cl2的平衡转化率为×100%＝50%。‎ ‎(4)①根据图像，升高温度，平衡时NO 的转化率减小，说明平衡逆向移动，说明该反应正反应属于放热反应，ΔH＜0。‎ ‎②根据图像，在p压强条件下，M点时容器内NO的转化率为50%，根据2NO(g)＋Cl2(g)??2NOCl(g)可知，气体减小的体积为反应的NO的体积的一半，因此NO的体积分数为×100%＝40%。‎ ‎③设NO的物质的量为2 mol，则Cl2的物质的量为1 mol。‎ ‎　　　　 2NO(g)　＋　Cl2(g) 2NOCl(g)‎ 起始/mol 2 1 0‎ 反应/mol 1 0.5 1‎ 平衡/mol 1 0.5 1‎ 平衡分压 p× p× p× M点的分压平衡常数Kp＝。‎ 热点题空三　有关电离常数、溶度积常数的计算 ‎1．依据电离常数表达式计算(以弱酸HA为例)‎ ‎(1)Ka＝，若只是弱酸溶液，则c(H＋)＝c(A－)，Ka＝。‎ ‎(2)Ka与pH的关系 pH＝－lg c(H＋)＝－lg＝－lgKa＋lg。‎ ‎(3)Ka与A－水解常数Kh的关系 A－＋H2OHA＋OH－‎ Kh＝＝＝。‎ ‎2．溶度积(Ksp的常见计算类型)‎ ‎(1)已知溶度积求溶液中的某种离子的浓度，如Ksp＝a的饱和AgCl溶液中c(Ag＋)＝ mol·L－1。‎ ‎(2)已知溶度积、溶液中某离子的浓度，求溶液中的另一种离子的浓度，如某温度下AgCl的Ksp＝a，在0.1 mol·L－1的NaCl溶液中加入过量的AgCl固体，达到平衡后c(Ag＋)＝10a mol·L－1。‎ ‎(3)计算沉淀转化的平衡常数，如Cu2＋(aq)＋MnS(s) CuS(s)＋Mn2＋(aq)，平衡常数K＝‎ ＝＝。‎ 题组一　有关电离常数的计算 ‎1．[2017·天津，10(5)]已知25 ℃，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2SO3的Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.2×10－8。‎ ‎(1)若氨水的浓度为2.0 mol·L－1，溶液中的c(OH－)＝________ mol·L－1。‎ ‎(2)将SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1时，溶液中的＝________。‎ 答案　(1)6.0×10－3　(2)0.62‎ 解析　(1)由NH3·H2O的电离方程式及其电离平衡常数Kb＝1.8×10－5可知，Kb＝＝1.8×10－5，当氨水的浓度为2.0 mol·L－1时，溶液中的c(NH)＝c(OH－)＝6.0×10－3 mol·L－1。(2)由H2SO3的第二步电离方程式HSO??SO＋ H＋及其电离平衡常数Ka2＝6.2×10－8可知，Ka2＝＝6.2×10－8，将SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1时，溶液的c(H＋)＝1.0×10－7 mol·L－1，则c(SO)/c(HSO)＝＝0.62。‎ ‎2．2×10－3 mol·L－1的氢氟酸水溶液中，调节溶液pH(忽略调节时体积变化)，测得平衡体系中c(F－)、c(HF)与溶液pH的关系如图。‎ 则25 ℃时，HF电离平衡常数为Ka(HF)＝_______________________(列式求值)。‎ 答案　＝＝4×10－4。‎ ‎3．25 ℃时，将a mol·L－1的氨水与0.01 mol·L－1的盐酸等体积混合所得溶液中c(NH)＝c(Cl－)，则溶液显______(填“酸”“碱”或“中”)性；用含a的代数式表示NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝________。‎ 答案　中　 解析　根据电荷守恒得c(H＋)＋c(NH)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因为c(NH)＝c(Cl－)，所以c(H＋)‎ ‎＝c(OH－)，故溶液显中性。Kb＝＝＝。‎ 题组二　有关Ksp的计算 ‎4．[2017·海南，14(3)]向含有BaSO4固体的溶液中滴加Na2CO3溶液，当有BaCO3沉淀生成时溶液中＝_______________。已知Ksp(BaCO3)＝2.6×10－9，Ksp(BaSO4)＝1.1×10－10。‎ 答案　24‎ 解析　在同一个溶液中，c(Ba2＋)相同，依据溶度积的数学表达式，则有＝＝＝≈24。‎ ‎5．[2016·全国卷Ⅰ，27(3)]在化学分析中采用K2CrO4为指示剂，以AgNO3标准溶液滴定溶液中的Cl－，利用Ag＋与CrO生成砖红色沉淀，指示到达滴定终点。当溶液中Cl－恰好完全沉淀(浓度等于1.0×10－5 mol·L－1)时，溶液中c(Ag＋)为________mol·L－1，此时溶液中c(CrO)等于________mol·L－1。(已知Ag2CrO4、AgCl的Ksp分别为2.0×10－12和2.0×10－10)‎ 答案　2.0×10－5　5.0×10－3‎ 解析　根据Ksp(AgCl)＝c(Ag＋)·c(Cl－)＝2.0×10－10，可计算出当溶液中Cl－恰好完全沉淀(即浓度等于1.0×10－5 mol·L－1)时，溶液中c(Ag＋)＝2.0×10－5 mol·L－1，然后再根据Ksp(Ag2CrO4)＝c2(Ag＋)·c(CrO)＝2.0×10－12，又可计算出此时溶液中c(CrO)＝5.0×10－3 mol·L－1。‎ ‎6．常温下，Ksp[Cu(OH)2]＝2.2×10－20。常温下，在一定量的氯化铜溶液中逐滴加入氨水至过量，可观察到先产生蓝色沉淀，后蓝色沉淀溶解转化成蓝色溶液。‎ ‎(1)当pH＝8时，表明已完全沉淀，计算此时c(Cu2＋)＝__________ mol·L－1。‎ ‎(2)常温下，Cu2＋(aq)＋4NH3(aq) [Cu(NH3)4]2＋(aq)‎ K1＝2.0×1013，蓝色沉淀溶解过程中存在平衡：Cu(OH)2(s)＋4NH3(aq) [Cu(NH3)4]2＋(aq)＋2OH－(aq)，其平衡常数K2＝______________。‎ 答案　(1)2.2×10－8　(2)4.4×10－7‎ 解析　(1)pH＝8时c(OH－)＝1×10－6 mol·L－1，c(Cu2＋)＝代入数据计算。‎ ‎(2)K2＝，分子分母都乘以溶液中的c(Cu2＋)，则K2＝Ksp[Cu(OH)2]·K1＝2.2×10－20×2.0×1013＝4.4×10－7。‎ 专题特训 A组 ‎1．依据事实，写出下列反应的热化学方程式。‎ ‎(1)[2017·天津，7(3)]0.1 mol Cl2与焦炭、TiO2完全反应，生成一种还原性气体和一种易水解成TiO2·xH2O的液态化合物，放热4.28 kJ，该反应的热化学方程式为 ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(2)已知1 mol钠的单质在足量O2中燃烧，恢复至室温，放出255.5 kJ热量，写出该反应的热化学方程式：______________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(3)下图是NO2和CO反应生成CO2和NO过程中能量变化示意图，请写出NO2和CO反应的热化学方程式：‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 答案　(1)2Cl2(g)＋TiO2(s)＋2C(s)===TiCl4(l)＋2CO(g)　ΔH＝－85.6 kJ·mol－1‎ ‎(2)2Na(s)＋O2(g)===Na2O2(s)　ΔH＝－511 kJ·mol－1‎ ‎(3)NO2(g)＋CO(g)===CO2(g)＋NO(g)　ΔH＝－234 kJ·mol－1‎ 解析　(3)由图可知放出能量：Q＝368 kJ·mol－1－134 kJ·mol－1＝234 kJ·mol－1。‎ ‎2．工业上先将煤转化为CO，再利用CO和水蒸气反应制H2时，存在以下平衡：CO(g)＋H2O(g) CO2(g)＋H2(g)‎ ‎(1)向2 L恒容密闭容器中充入CO和H2O(g)，800 ℃时测得部分数据如下表。‎ t/min ‎0‎ ‎1‎ ‎2‎ ‎3‎ ‎4‎ n(H2O)/mol ‎1.20‎ ‎1.04‎ ‎0.90‎ ‎0.70‎ ‎0.70‎ n(CO)/mol ‎0.80‎ ‎0.64‎ ‎0.50‎ ‎0.30‎ ‎0.30‎ 则从反应开始到2 min时，用H2表示的反应速率为____________________________；该温度下反应的平衡常数K＝__________(小数点后保留2位有效数字)。‎ ‎(2)相同条件下，向2 L恒容密闭容器中充入1 mol CO(g)、1 mol H2O(g)、2 mol CO2(g)、2 mol H2(g)，此时v正________(填“>”“<”或“＝”)v逆。‎ ‎(3)已知该反应在不同的温度下的平衡常数数值分别为 t/℃‎ ‎700‎ ‎800‎ ‎830‎ ‎1 000‎ ‎1 200‎ K ‎1.67‎ ‎1.19‎ ‎1.00‎ ‎0.60‎ ‎0.38‎ 某温度下，如果平衡浓度符合下列关系式：3c(CO)·c(H2O)＝5c(H2)·c(CO2)，判断此时的温度是______。‎ 答案　(1)0.075 mol·L－1·min－1　1.19‎ ‎(2)<　(3)1 000 ℃‎ 解析　(1)v(H2)＝v(H2O)＝＝0.075 mol·L－1·min－1，‎ 由表格数据可知3 min后达到平衡，根据“三段式”可计算平衡时：n(H2)＝0.50 mol，n(CO2)＝0.50 mol K＝ ‎＝≈1.19。‎ ‎(2)Q＝＝＝4＞K 故平衡逆向移动，v正＜v逆。‎ ‎(3)由关系式可知K＝＝0.60，对应温度为1 000 ℃。‎ ‎3．H2S是一种重要的化工原料，用于荧光粉、光导体、光电曝光计等的制造。‎ ‎(1)H2S是石油化工中原油脱硫的中间体，反应原理如下：‎ ‎①COS(g)＋H2(g) H2S(g)＋CO(g)　ΔH1＝＋7 kJ·mol－1‎ ‎②CO(g)＋H2O(g) CO2(g)＋H2(g)　ΔH2＝－42 kJ·mol－1‎ 写出COS气体和水蒸气反应生成CO2和H2S的热化学方程式：‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(2)某温度下，向密闭容器中充入5 mol H2O(g)和5 mol COS(g)，测得混合气体中H2S的体积分数φ(H2S)与反应时间t的关系如图所示。‎ ‎①A点的正反应速率________(填“大于”“小于”或“等于”)B点的逆反应速率。‎ ‎②该条件下，COS的平衡转化率为________。‎ ‎③该温度下，反应的平衡常数K为________。‎ ‎④在B点对应的平衡状态，改变下列条件，能使COS的平衡转化率增大的是_______(填字母)。‎ a．通入H2O(g) b．升温 c．降温 d．加压 e．加入催化剂 答案　(1)COS(g)＋H2O(g) CO2(g)＋H2S(g)　ΔH＝－35 kJ·mol－1‎ ‎(2)①大于　②80%　③16　④ac 解析　(1)根据盖斯定律，①＋②得目标热化学方程式。‎ ‎(2)①A点未平衡，B点平衡，反应开始后，正反应速率逐渐减小，逆反应速率逐渐增大，则A点的正反应速率大于B点的正反应速率，而B点的正反应速率等于B点的逆反应速率，故A点的正反应速率大于B点的逆反应速率。②上述反应是气体物质的量不变的反应，由图像可知，达到平衡时，n(H2S)＝10 mol×40%＝4 mol，n(COS)＝1 mol，n(H2O)＝1 mol，n(CO2)＝4 mol。COS的平衡转化率α(COS)＝×100%＝80%。③设容器的容积为V L，则平衡常数K＝＝＝16。④该反应的正反应是气体分子数不变的放热反应。a项，通入水蒸气，平衡正向移动，COS的平衡转化率增大；b项，升温，平衡逆向移动，COS的平衡转化率降低；c项，降温，平衡正向移动，COS的平衡转化率增大；d项，加压，平衡不移动；e项，加入催化剂，等幅度加快正、逆反应速率，平衡也不移动。‎ ‎4．25 ℃时，亚碲酸(H2TeO3)的Ka1＝1×10－3，Ka2＝2×10－8。该温度下，0.1 mol·L－1H2TeO3的电离度α约为______________(α＝×100%)；NaHTeO3溶液的pH________(填“>”“<”或“＝”)7。‎ 答案　10%　<‎ 解析　亚碲酸(H2TeO3)为二元弱酸，以一级电离为主，H2TeO3的电离度为α，‎ ‎　　　　　　　　 H2TeO3　　HTeO＋H＋‎ 起始浓度/mol·L－1 0.1 0 0‎ 电离浓度/mol·L－1 0.1α 0.1α 0.1α 平衡浓度/mol·L－1 0.1(1－α) 0.1α 0.1α Ka1＝1×10－3＝，解得α≈10%；‎ 已知Ka1＝1×10－3，则HTeO的水解常数Kh＝＝＝10－11 mol2·L－2＝10－6 mol2·L－2，c(OH－)>10－3 mol·L－1，pH大于11。‎ B组 ‎1．甲醇既是重要的化工原料，又可作为燃料，利用合成气(主要成分为CO、CO2和H2)在催化剂作用下合成甲醇，发生的主要反应如下：‎ ‎①CO(g)＋2H2(g) CH3OH(g)　ΔH1‎ ‎②CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH2‎ ‎③CO2(g)＋H2(g) CO(g)＋H2O(g)　ΔH3‎ 回答下列问题：‎ 已知反应①中相关的化学键键能数据如下：‎ 化学键 H—H C—O CO H—O C—H E/kJ·mol－1‎ ‎436‎ ‎343‎ ‎1 076‎ ‎465‎ ‎413‎ 由此计算ΔH1＝________ kJ·mol－1；已知ΔH2＝－58 kJ·mol－1，则ΔH3＝________ kJ·mol－1。‎ 答案　－99　＋41‎ 解析　根据键能与反应热的关系可知，ΔH1＝反应物的键能之和－生成物的键能之和＝(1 076 ‎ kJ·mol－1＋2×436 kJ·mol－1)－(413 kJ·mol－1×3＋343 kJ·mol－1＋465 kJ·mol－1)＝－99 kJ·mol－1。根据盖斯定律由②－①可得：CO2(g)＋H2(g) CO(g)＋H2O(g)　ΔH3＝ΔH2－ΔH1＝(－58 kJ·mol－1)－(－99 kJ·mol－1)＝＋41 kJ·mol－1。‎ ‎2．O3氧化烟气中SO2、NOx的主要反应的热化学方程式：‎ NO(g)＋O3(g)===NO2(g)＋O2(g)‎ ΔH＝－200.9 kJ·mol－1‎ NO(g)＋O2(g)===NO2(g)‎ ΔH＝－58.2 kJ·mol－1‎ SO2(g)＋O3(g)===SO3(g)＋O2(g)‎ ΔH＝－241.6 kJ·mol－1‎ 则反应3NO(g)＋O3(g)===3NO2(g)的ΔH＝________ kJ·mol－1。‎ 答案　－317.3‎ 解析　将题给热化学方程式依次标记为①、②、③，利用盖斯定律将①＋②×2得：3NO(g)＋O3(g)===3NO2(g)‎ ΔH＝－200.9 kJ·mol－1－58.2 kJ·mol－1×2＝－317.3 kJ·mol－1。‎ ‎3．(1)25 ℃时，H2SO3HSO＋H＋的电离平衡常数Ka＝1×10－2，则该温度下NaHSO3水解反应的平衡常数Kh＝________。‎ 答案　1×10－12‎ 解析　Ka＝ Kh＝＝ ‎＝＝＝1×10－12。‎ ‎(2)常温下，Ksp[Fe(OH)2]＝1.64×10－14，则求得反应：Fe2＋＋2H2O??Fe(OH)2＋2H＋的平衡常数为________________________________________________________________________‎ ‎(保留1位小数)。‎ 答案　6.1×10－15‎ 解析　Fe2＋＋2H2OFe(OH)2＋2H＋的平衡常数K＝＝＝≈6.1×10－15。‎ ‎(3)常温下，用NaOH溶液吸收SO2得到pH＝9的Na2SO3溶液，吸收过程中水的电离平衡________(填“向左”“向右”或“不”)移动。试计算溶液中＝________。(常温下H2SO3‎ 的电离平衡常数Ka1＝1.0×10－2，Ka2＝6.0×10－8)‎ 答案　向右　60‎ 解析　NaOH电离出的OH－抑制水的电离平衡，Na2SO3电离出的SO水解促进水的电离平衡。‎ SO＋H2OHSO＋OH－‎ Kh＝＝＝ 所以＝＝60。‎ ‎(4)甲烷重整可选氧化物NiO—Al2O3作为催化剂。工业上常用Ni(NO3)2、Al(NO3)3混合液加入氨水调节pH＝12(常温)，然后将浊液高压恒温放置及煅烧等操作制备。加入氨水调节pH＝12时，c(Ni2＋)为________。已知：Ksp[Ni(OH)2]＝5×10－16。‎ 答案　5×10－12 mol·L－1‎ 解析　pH＝12，c(OH－)＝0.01 mol·L－1，‎ Ksp[Ni(OH)2]＝5×10－16，c(Ni2＋)＝ mol·L－1＝5×10－12 mol·L－1。‎ ‎4．磺酰氯(SO2Cl2)和亚硫酰氯(SOCl2)均是实验室常见试剂。‎ 已知：SO2Cl2(g) SO2(g)＋Cl2(g)　K1‎ ΔH＝a kJ·mol－1　(Ⅰ)‎ SO2(g)＋Cl2(g)＋SCl2(g) 2SOCl2(g)　K2‎ ΔH＝b kJ·mol－1　(Ⅱ)‎ ‎(1)反应：SO2Cl2(g)＋SCl2(g) 2SOCl2(g)的平衡常数K＝________(用K1、K2表示)，该反应ΔH＝______(用a、b表示)kJ·mol－1。‎ ‎(2)为研究不同条件对反应(Ⅰ)的影响，将13.5 g SO2Cl2充入2.0 L的烧瓶中，在101 kPa、375 K条件下，10 min 后达到平衡，平衡时SO2Cl2的转化率为0.80，则0～10 min内Cl2的平均反应速率为_______________________________________________________________，‎ 平衡时容器内压强为________kPa，该温度下的平衡常数为________；若要减小SO2Cl2的转化率，除改变温度外，还可采取的措施是________________(列举一种)。‎ ‎(3)磺酰氯对眼和上呼吸道黏膜有强烈的刺激性，发生泄漏时，实验室可用足量NaOH固体吸收，发生反应的化学方程式为______________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________；‎ 亚硫酰氯遇水的化学方程式：_______________________________________________。‎ ‎(4)将一定量的Cl2用稀NaOH溶液吸收，若恰好完全反应，则溶液中各离子浓度由大到小的顺序为________________________________________________________________________；‎ 已知常温下，次氯酸的Ka＝2.5×10－8，则该温度下NaClO水解反应的平衡常数Kh＝________。‎ 答案　(1)K1·K2　a＋b ‎(2)0.004 mol·L－1·min－1　181.8　0.16　增大压强(或缩小容器体积)‎ ‎(3)SO2Cl2＋4NaOH===Na2SO4＋2NaCl＋2H2O SOCl2＋H2O===SO2↑＋2HCl↑‎ ‎(4)c(Na＋)>c(Cl－)>c(ClO－)>c(OH－)>c(H＋)‎ ‎4×10－7‎ 解析　(1)反应SO2Cl2(g)＋SCl2(g) 2SOCl2(g)可由反应(Ⅰ)、(Ⅱ)相加得到，故其平衡常数为两者之积，反应热为两者之和。‎ ‎(2)生成Cl2的物质的量为0.08 mol,其浓度为0.04 mol·L－1，故Cl2的反应速率为0.004 mol·L－1‎ ‎·min－1；平衡时总物质的量为0.02 mol＋0.08 mol＋0.08 mol＝0.18 mol，故平衡时压强为×101 kPa＝181.8 kPa；K＝＝＝0.16；若要减小SO2Cl2的转化率，可通过缩小容器体积即增大压强的方法。‎ ‎(3)SO2Cl2中硫为＋6价，氯为－1价，氢氧化钠足量时生成硫酸盐和盐酸盐；SOCl2中硫为＋4价，水解生成SO2及HCl。‎ ‎(4)Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O，显然c(Na＋)最大，考虑到ClO－水解显碱性，故c(Cl－)‎ ‎>c(ClO－)，c(OH－)>c(H＋)；HClO的电离常数与ClO－的水解常数之积等于水的离子积，故Kh＝＝4×10－7。‎ ‎5．碘及其化合物在合成杀菌剂、药物等方面具有广泛用途。回答下列问题：‎ Bodensteins研究了下列反应：‎ ‎2HI(g) H2(g)＋I2(g)　ΔH＝＋11 kJ·mol－1‎ 在716 K时，气体混合物中碘化氢的物质的量分数x(HI)与反应时间t的关系如下表：‎ t/min ‎0‎ ‎20‎ ‎40‎ ‎60‎ ‎80‎ ‎120‎ x(HI)‎ ‎1‎ ‎0.91‎ ‎0.85‎ ‎0.815‎ ‎0.795‎ ‎0.784‎ x(HI)‎ ‎0‎ ‎0.60‎ ‎0.73‎ ‎0.773‎ ‎0.780‎ ‎0.784‎ ‎(1)根据上述实验结果，该反应的平衡常数K的计算式为 ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(2)上述反应中，正反应速率为v正＝k正x2(HI)，逆反应速率为v逆＝k逆x(H2)x(I2)，其中k正、k逆为速率常数，则k逆为____________(以K和k正表示)。若k正＝0.002 7 min－1，在t＝40 min 时，v正＝________min－1。‎ ‎(3)由上述实验数据计算得到v正～x(HI)和v逆～x(H2)的关系可用下图表示。当升高到某一温度时，反应重新达到平衡，相应的点分别为______________(填字母)。‎ 答案　(1)　(2)k正/K　1.95×10－3‎ ‎(3)A点、E点 解析　(1)2HI(g) H2 (g)＋I2 (g)是反应前后气体物质的量不变的反应。反应后x(HI)＝0.784，则x(H2)＝x(I2)＝0.108，K＝＝＝。(2)到达平衡时，v正＝v逆,即k正x2(HI)＝k逆x(H2)x(I2)，k逆＝k正·＝k正/K。在t＝40 min时，x(HI)＝0.85，v正＝k正x2(HI)＝0.002 7 min－1×(0.85)2≈1.95×10－3 min－1。(3)原平衡时，x(HI)为0.784，x(H2)为0.108，二者图中纵坐标均约为1.6(因为平衡时v正＝v逆)，升高温度，正、逆反应速率均加快，对应两点在1.6上面， 升高温度，平衡向正反应方向移动，x(HI)减小(A点符合)，x(H2)增大(E点符合)。‎