無(wú)機(jī)習(xí)題解答-wenkub
2023-04-09 03:29:22 本頁(yè)面
【正文】 慢的程度不同，所以化學(xué)平衡還是會(huì)發(fā)生移動(dòng)。對(duì)同一可逆反應(yīng)，當(dāng)溫度不同時(shí)，值就不同。反應(yīng)進(jìn)行到一定程度，正、逆反應(yīng)速率相等時(shí)，體系中反應(yīng)物和生成物的濃度不再發(fā)生變化，此時(shí)體系所處的狀態(tài)稱為化學(xué)平衡。標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)：在平衡常數(shù)表達(dá)式中，若將平衡濃度用相對(duì)平衡濃度或相對(duì)平衡分壓表示，則該常數(shù)稱作標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)。反應(yīng)速率常數(shù)：在數(shù)值上等于單位濃度1mol/L時(shí)的反應(yīng)速率。k值的大小是由反應(yīng)物的本性所決定的，與反應(yīng)物濃度無(wú)關(guān)，但受溫度、催化劑和溶劑等的影響。(3) 反應(yīng)商：對(duì)任何可逆反應(yīng)，在一定溫度下，其各生成物濃度冪的乘積與反應(yīng)物濃度冪的乘積之比得到的一個(gè)值，此值稱為該反應(yīng)的反應(yīng)商。在多重平衡的體系中，若某反應(yīng)是由幾個(gè)反應(yīng)相加而成，則該反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)等于各分反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)之積，若相減而成，則該反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)等于各分反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)相除，這種關(guān)系稱為多重平衡規(guī)則。4．惰性氣體是如何影響化學(xué)平衡的？解：對(duì)于理想氣體的反應(yīng)，惰性氣體的存在不影響平衡常數(shù)，但卻常影響平衡組成，從而使化學(xué)反應(yīng)平衡發(fā)生移動(dòng)。6．溫度如何影響平衡常數(shù)？解：不論濃度、壓強(qiáng)還是體積變化，它們對(duì)化學(xué)平衡的影響都是通過(guò)改變Q而得以實(shí)現(xiàn)的，溫度對(duì)化學(xué)平衡的影響卻是從改變平衡常數(shù)而產(chǎn)生的。習(xí)題解答 1．試寫(xiě)出下列化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)速率表達(dá)式(1)N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)(2)N2O4(g) 2NO2(g)解：(1) (2)2．某酶促反應(yīng)的活化能是50kJ/mol，試估算此反應(yīng)在發(fā)熱至40℃的病人體內(nèi)比從正常人(體溫37℃)加快的倍數(shù)(不考慮溫度對(duì)酶活力的影響)。解：因?yàn)?1)+(2)－(3)=(4)，所以根據(jù)多重平衡規(guī)則得6．在某溫度及標(biāo)準(zhǔn)壓力下，N2O4(g)(摩爾分?jǐn)?shù))分解成NO2(g)，若壓力擴(kuò)大10倍，則N2O4的解離分?jǐn)?shù)為多少？解： N2O4(g) 2 NO2(g) 1－ 2 n總 = 1＋；因?yàn)?，得 ∵ ∴設(shè)α為增加壓力后為N2O4的解離度，則 解得 α = ，可見(jiàn)增加壓力不利于N2O4的解離。試計(jì)算(1) 此溫度下該可逆反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)；(2) 反應(yīng)開(kāi)始前反應(yīng)物的分壓力；(3) CO的平衡轉(zhuǎn)化率。 解：(1) 設(shè)PCl3(g)及Cl2(g)的始態(tài)分壓為x Pa(2) PCl3的平衡轉(zhuǎn)化率為10．已知反應(yīng)在933K時(shí)的。解：(1) 正確；(2) 不正確。2．下列說(shuō)法是否正確，為什么？(1) 酸性水溶液中不含OH－，堿性溶液中不含H+；在一定溫度下，改變?nèi)芤旱膒H，水的離子積發(fā)生變化；(2) 氨水的濃度越小，解離度越大，溶液中OH－離子濃度就越大；(3) 溶液中離子的濃度越大、電荷越高，離子強(qiáng)度越大，活度系數(shù)就越大；(4) 若HCl溶液的濃度是HAc溶液的2倍，則HCl溶液中的[H+]也是HAc溶液中[H+]的2倍；(5) 氫硫酸飽和溶液中S2－離子和H+離子的濃度比是1∶2；(6) 某弱酸溶液稀釋時(shí)，其解離度增大，溶液的酸度也增大。根據(jù)稀釋定律，氨水的濃度越小，解離度越大，但濃度對(duì)[OH－]離子的影響要比解離度大，因此溶液中OH－離子濃度越小。HCl為一元強(qiáng)酸在水溶液中完全電離，HAc為一元弱酸在水溶液中部分電離，當(dāng)HCl溶液的濃度是HAc溶液的2倍時(shí)，HCl溶液中的[H+]大于HAc溶液中[H+]的2倍。弱酸溶液稀釋時(shí)，其解離度增大，溶液的酸度減小。氨水溶液中加入NaCl，溶液的解離度增加，pH值增大。將Bi(NO3)3溶于少量硝酸中，再加水稀釋到所需濃度。解：NaCN＞NaAc＞NH4CN＞NH4Ac理由：(HAc)＞(HCN)，所以NaCN的堿性強(qiáng)于NaAc，NH4CN的堿性強(qiáng)于NH4Ac，NaAc和NH4CN堿性的大小取決于HAc，HCN及NH3的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)，經(jīng)過(guò)計(jì)算判斷NaAc的堿性強(qiáng)于NH4CN。在人體內(nèi)，HCO3－是血漿中含量最多的抗酸成分，在一定程度上可代表血漿對(duì)體內(nèi)產(chǎn)生酸性物質(zhì)的緩沖能力，所以將血漿中的稱為堿儲(chǔ)。解：(1)不正確。(3)不正確。(5)正確。已知水的kb＝ K?kg?mol1，kf＝ K?kg?mol1。(2) mol/LNaAc溶液后，溶液中的H+與Ac結(jié)合生成HAc，剩余的NaAc和生成的HAc可以組成緩沖溶液：NaAc的濃度為：()/2= mol/LHAc的濃度為： mol/L溶液的pH值為：(3) mol/LNaOH溶液，溶液中的NaOH和HCl中和生成NaCl，還余下NaOH，溶液中：[OH－] = (mol/L) (mol/L)；pH=5． mol/L丙酸(HPr)溶液125 ml加水稀釋至500 ml，求稀釋后溶液的pH值。解：已知H2CO3的＝107，＝1011，因c?＝107＞20，忽略水的解離；，按第一步解離計(jì)算；，用最簡(jiǎn)式計(jì)算[H+]，則(mol/L)，pH=由于H2CO3的第二步解離程度很小，所以[HCO3]≈[H3O+]，HCO3＋H2OH2CO3＋OH 由于[HCO3]≈[H3O+]，所以[CO32]≈＝1011 mol/L8．計(jì)算飽和H2S水溶液( mol/L)中的H+和S2離子濃度，此時(shí)溶液中的S2離子濃度又是多少？計(jì)算結(jié)果說(shuō)明什么？解：(1)已知，c＝ mol/L因c?＝107＞20，忽略水的解離；，按第一步解離計(jì)算；，用最簡(jiǎn)式計(jì)算[H+]，則(mol/L)(2)由于H2S的第二步解離程度很小，所以[HS]≈[H3O+]＝104 mol/L，[S2]按第二步解離平衡計(jì)算HS－＋H2OH3O+＋S2 由于[H3O+]≈[HS]，所以[S2]≈＝1015 mol/L(3)H2S為二元弱酸，在水溶液中分兩步解離：H2S＋H2OH3O+＋HS； HS－＋H2OH3O+＋S2； mol/L綜上所述，對(duì)于多元弱酸溶液，可得到如下結(jié)論：a．當(dāng)多元弱酸的時(shí)，可按一元弱酸計(jì)算[H+]。解：(1) mol/L的NaH2PO4溶液的pHNaH2PO4作為酸時(shí)的解離常數(shù)為：Na
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