Question

化學(xué)反應(yīng)原理在科研和生產(chǎn)中有廣泛應(yīng)用．
（1）利用“化學(xué)蒸氣轉(zhuǎn)移法”提純金屬鎢的反應(yīng)原理為
W（s）+I₂（g）?WI₂（g）（I）．該反應(yīng)在石英真空管中進(jìn)行，如圖所示：
①反應(yīng)（I）的平衡常數(shù)表達(dá)式K=

 

，若K=

1

2

，向某恒容密閉容器中加入1mol I₂（g）和足量W（s），反應(yīng)達(dá)到平衡時I₂（g）的轉(zhuǎn)化率為

 

．
②反應(yīng)（I）的△H

 

0（填“＞”或“＜”），上述反應(yīng)體系中可循環(huán)使用的物質(zhì)是

 

．
③能夠說明上述反應(yīng)已經(jīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的有

 

（填序號）．
a．I₂與WI₂的濃度相等
b．W的質(zhì)量不再變化
c．容器內(nèi)混合氣體的密度保持不變
d．單位時間內(nèi)，金屬鎢消耗的物質(zhì)的量與碘化鎢生成的物質(zhì)的量相等．
（2）25℃時，NaHSO₃的水解平衡常數(shù)=1.0×10^-12mol?L^-1，則該溫度下H₂SO₃?HSO₃^-+H⁺的電離常數(shù)K_a=

 

mol?L^-1，若向H₂SO₃溶液中加入少量的I₂，則溶液中

c(S O 2- 3 )

c(HS O - 3 )

將

 

（填“增大”、“減小”或“不變”）．
（3）直接排放含SO₂的煙氣會形成酸雨，危害環(huán)境．用Na₂SO₃溶液吸收SO₂的過程中，pH隨n（SO₃^2-）：n（HSO₃^-）變化關(guān)系如下表：

n（SO32-）：n（HSO3-）	91：9	1：1	1：91
pH（25℃）	8.2	7.2	6.2

當(dāng)吸收液呈中性時，溶液中離子濃度由大到小的順序為

 

．

Answer 1

考點(diǎn)：化學(xué)平衡的計算,化學(xué)平衡狀態(tài)的判斷

專題：化學(xué)平衡專題

分析：（1）①平衡常數(shù)指一定條件下，可逆反應(yīng)達(dá)到平衡時，生成物濃度化學(xué)計量數(shù)次數(shù)冪之積與反應(yīng)物濃度化學(xué)計量數(shù)次數(shù)冪之積的比值，注意固體、純液體不需要寫出；
令平衡時，參加反應(yīng)I₂的物質(zhì)的量為xmol，利用三段式表示出平衡時各物質(zhì)的物質(zhì)的量，反應(yīng)前后氣體的化學(xué)計量數(shù)不變，用物質(zhì)的量代替濃度代入平衡常數(shù)表達(dá)式列方程計算；
②由圖可知，在高溫條件下得到純的W晶體，即升高溫度平衡向逆反應(yīng)方向移動；反應(yīng)體系中I₂可循環(huán)使用；
③當(dāng)反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)時，正逆反應(yīng)速率相等，各物質(zhì)的濃度不再改變，由此衍生的一些物理量也不變，以此進(jìn)行判斷，注意選擇的物理量隨反應(yīng)進(jìn)行發(fā)生變化，該物理量由變化到不變化說明到達(dá)平衡；
（2）由HSO₃^-+H₂O?H₂SO₃+OH^-、H₂SO₃?HSO₃^-+H⁺的平衡常數(shù)表達(dá)式，可以推知H₂SO₃的電離常數(shù)K_a=

Kw

Kh

；
若向H₂SO₃溶液中加入少量的I₂，I₂與H₂SO₃反應(yīng)生成H₂SO₄與HI，溶液酸性增強(qiáng)，c（H⁺）增大，由HSO₃^-?SO₃^2-+H⁺可知

c(S O 2- 3 )

c(HS O - 3 )

=

Ka2

c(H+)

，溫度不變，K_a2不變，據(jù)此判斷；
（3）由表中數(shù)據(jù)可知，溶液中n（SO₃^2-）：n（HSO₃^-）=1：1時，溶液pH=7.2，且比值越大，溶液的堿性越強(qiáng)，故吸收液呈中性時應(yīng)n（SO₃^2-）：n（HSO₃^-）＜1：1，溶液呈中性有c（H^-）=c（OH^-），結(jié)合電荷守恒有c（Na⁺）=2c（SO₃^2-）+c（HSO₃^-），據(jù)此判斷．

解答： 解：（1）①可逆反應(yīng)W（s）+I₂（g）?WI₂（g）的平衡常數(shù)k=

c(WI2)

c(I2)

，
令平衡時，轉(zhuǎn)化的I₂的物質(zhì)的量為x，則：
          W（s）+I₂（g）?WI₂（g）
開始（mol）：1       0     
變化（mol）：x       x
平衡（mol）：1-x     x
反應(yīng)前后氣體的化學(xué)計量數(shù)不變，可以用物質(zhì)的量代替濃度計算平衡常數(shù)，故

x

1-x

=

1

2

，解得x=

1

3

，故反應(yīng)達(dá)到平衡時I₂（g）的轉(zhuǎn)化率為=

1 3 mol

1mol

×100%=33.3%，
故答案為：

c(WI2)

c(I2)

；33.3%；
②由圖可知，在高溫條件下得到純的W晶體，即升高溫度平衡向逆反應(yīng)方向移動，正反應(yīng)為放熱反應(yīng)，即△H＜0；反應(yīng)體系中I₂可循環(huán)使用，
故答案為：＜；I₂；
③a．平衡時I₂與WI₂濃度關(guān)系與轉(zhuǎn)化率有關(guān)，二者濃度不一定相等，故a錯誤；
b．隨反應(yīng)進(jìn)行，W質(zhì)量分?jǐn)?shù)變化，若W的質(zhì)量不再變化，說明到達(dá)平衡，故b正確；
c．隨反應(yīng)進(jìn)行，混合氣體的質(zhì)量發(fā)生變化，恒容條件下密度也在不斷變化，若容器內(nèi)混合氣體的密度保持不變，說明反應(yīng)達(dá)到平衡，故c正確；
d．單位時間內(nèi)，金屬鎢消耗的物質(zhì)的量與碘化鎢生成的物質(zhì)的量相等，都表示的正反應(yīng)速率，不能說明達(dá)到平衡，故d錯誤，
故答案為：bc；
（2）由HSO₃^-+H₂O?H₂SO₃+OH^-、H₂SO₃?HSO₃^-+H⁺的平衡常數(shù)表達(dá)式，可以推知H₂SO₃的電離常數(shù)K_a=

Kw

Kh

=

10-14

1.0×10-12

mol?L^-1=10^-2mol?L^-1，；
若向H₂SO₃溶液中加入少量的I₂，I₂與H₂SO₃反應(yīng)生成H₂SO₄與HI，溶液酸性增強(qiáng)，c（H⁺）增大，由HSO₃^-?SO₃^2-+H⁺（電離平衡常數(shù)設(shè)為Ka2）可知

c(S O 2- 3 )

c(HS O - 3 )

=

Ka2

c(H+)

，溫度不變，K_a2不變，故

c(S O 2- 3 )

c(HS O - 3 )

減小，
故答案為：10^-2；減��；
（3）由表中數(shù)據(jù)可知，溶液中n（SO₃^2-）：n（HSO₃^-）=1：1時，溶液pH=7.2，且比值越大，溶液的堿性越強(qiáng)，故吸收液呈中性時應(yīng)n（SO₃^2-）：n（HSO₃^-）＜1：1，即c（HSO₃^-）＞c（SO₃^2-），溶液呈中性有c（H^-）=c（OH^-），結(jié)合電荷守恒推出c（Na⁺）=2c（SO₃^2-）+c（HSO₃^-），故溶液中c（Na⁺）＞c（HSO₃^-），所以溶液中c（Na⁺）＞c（HSO₃^-）＞c（SO₃^2-）＞c（H⁺）=c（OH^-），
故答案為：c（Na⁺）＞c（HSO₃^-）＞c（SO₃^2-）＞c（H⁺）=c（OH^-）．

點(diǎn)評：本題考查化學(xué)平衡常數(shù)、化學(xué)平衡計算、弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)、溶液離子濃度大小比較，側(cè)重考查學(xué)生對知識遷移運(yùn)用能力，注意比較溶液中各種離子濃度相對大小時要結(jié)合電荷守恒和物料守恒等分析解答，難度中等．