無機習題解答-wenkub
2023-04-09 03:29:22 本頁面
【正文】 慢的程度不同，所以化學平衡還是會發(fā)生移動。對同一可逆反應，當溫度不同時，值就不同。反應進行到一定程度，正、逆反應速率相等時，體系中反應物和生成物的濃度不再發(fā)生變化，此時體系所處的狀態(tài)稱為化學平衡。標準平衡常數(shù)：在平衡常數(shù)表達式中，若將平衡濃度用相對平衡濃度或相對平衡分壓表示，則該常數(shù)稱作標準平衡常數(shù)。反應速率常數(shù)：在數(shù)值上等于單位濃度1mol/L時的反應速率。k值的大小是由反應物的本性所決定的，與反應物濃度無關，但受溫度、催化劑和溶劑等的影響。(3) 反應商：對任何可逆反應，在一定溫度下，其各生成物濃度冪的乘積與反應物濃度冪的乘積之比得到的一個值，此值稱為該反應的反應商。在多重平衡的體系中，若某反應是由幾個反應相加而成，則該反應的標準平衡常數(shù)等于各分反應的標準平衡常數(shù)之積，若相減而成，則該反應的標準平衡常數(shù)等于各分反應的標準平衡常數(shù)相除，這種關系稱為多重平衡規(guī)則。4．惰性氣體是如何影響化學平衡的？解：對于理想氣體的反應，惰性氣體的存在不影響平衡常數(shù)，但卻常影響平衡組成，從而使化學反應平衡發(fā)生移動。6．溫度如何影響平衡常數(shù)？解：不論濃度、壓強還是體積變化，它們對化學平衡的影響都是通過改變Q而得以實現(xiàn)的，溫度對化學平衡的影響卻是從改變平衡常數(shù)而產(chǎn)生的。習題解答 1．試寫出下列化學反應的反應速率表達式(1)N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)(2)N2O4(g) 2NO2(g)解：(1) (2)2．某酶促反應的活化能是50kJ/mol，試估算此反應在發(fā)熱至40℃的病人體內比從正常人(體溫37℃)加快的倍數(shù)(不考慮溫度對酶活力的影響)。解：因為(1)+(2)－(3)=(4)，所以根據(jù)多重平衡規(guī)則得6．在某溫度及標準壓力下，N2O4(g)(摩爾分數(shù))分解成NO2(g)，若壓力擴大10倍，則N2O4的解離分數(shù)為多少？解： N2O4(g) 2 NO2(g) 1－ 2 n總 = 1＋；因為 ，得 ∵ ∴設α為增加壓力后為N2O4的解離度，則 解得 α = ，可見增加壓力不利于N2O4的解離。試計算(1) 此溫度下該可逆反應的標準平衡常數(shù)；(2) 反應開始前反應物的分壓力；(3) CO的平衡轉化率。 解：(1) 設PCl3(g)及Cl2(g)的始態(tài)分壓為x Pa(2) PCl3的平衡轉化率為10．已知反應在933K時的。解：(1) 正確；(2) 不正確。2．下列說法是否正確，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，改變溶液的pH，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，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[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HCl溶液的濃度是HAc溶液的2倍時，HCl溶液中的[H+]大于HAc溶液中[H+]的2倍。弱酸溶液稀釋時，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的堿性強于NaAc，NH4CN的堿性強于NH4Ac，NaAc和NH4CN堿性的大小取決于HAc，HCN及NH3的標準平衡常數(shù)，經(jīng)過計算判斷NaAc的堿性強于NH4CN。在人體內，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體內產(chǎn)生酸性物質的緩沖能力，所以將血漿中的稱為堿儲。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；，按第一步解離計算；，用最簡式計算[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．計算飽和H2S水溶液( mol/L)中的H+和S2離子濃度，此時溶液中的S2離子濃度又是多少？計算結果說明什么？解：(1)已知，c＝ mol/L因c?＝107＞20，忽略水的解離；，按第一步解離計算；，用最簡式計算[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，對于多元弱酸溶液，可得到如下結論：a．當多元弱酸的時，可按一元弱酸計算[H+]。解：(1) mol/L的NaH2PO4溶液的pHNaH2PO4作為酸時的解離常數(shù)為：Na
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