Question

平衡問(wèn)題是中學(xué)化學(xué)理論中的核心問(wèn)題，請(qǐng)完成以下相關(guān)小題：
（1）若在某溫度下向恒壓容器中投入反應(yīng)物A、B，當(dāng)反應(yīng)A（g）+3B（g）2C（g）達(dá)到平衡時(shí)，測(cè)得容器中含有A 1mol B 0.4mol，C 0.4mol，此時(shí)容積為2L．則A的起始投入量為    mol，平衡常數(shù)K=    ，恒溫恒壓時(shí)，再向此容器內(nèi)通入1.8mol A，平衡將     （填“正向”、“逆向”或“不”）移動(dòng)．
（2）已知K_sp（BaSO₄）≈1×10^-10，K_sp（BaCO₃）≈5×10^-9，則飽和：BaSO₄溶液中c（SO₄^2-）mol?L^-1，向BaSO₄懸濁液中逐漸加入Na₂CO₃固體至c（CO₃^2-）=    mol．L^-1時(shí)，BaSO₄開(kāi)始向BaCO₃沉淀轉(zhuǎn)化．
（3）若25°C時(shí)某一元酸HA的電離平衡常數(shù)K_a=1×10^-6，則相同溫度下NaA的水溶液呈堿性的原因可用離子方程式表示為    ，相同物質(zhì)的量濃度的HA和NaA兩溶液等體積混合后，溶液顯    性（±真“酸”、“堿”或“中”）．

Answer 1

【答案】分析：（1）根據(jù)方程式A（g）+3B（g）2C（g），結(jié)合C的物質(zhì)的量的變化量△n（C），計(jì)算出△n（A），再利用n（A）_初始=n（A）_平衡+△n（A）；
該反應(yīng)平衡常數(shù)為k=，計(jì)算出平衡時(shí)各物質(zhì)的濃度，將各物質(zhì)的平衡濃度帶入計(jì)算；
計(jì)算出改變條件后各物質(zhì)的濃度，再計(jì)算出濃度商，與平衡常數(shù)相比，判斷平衡是否移動(dòng)．
（2）根據(jù)K_sp（BaSO₄）≈1×10^-10計(jì)算出溶液中c（Ba²⁺），再根據(jù)K_sp（BaCO₃）≈5×10^-9計(jì)算．
（3）HA為弱酸，利用A^-與水電離出的H⁺結(jié)合成HA使NaA的水溶液呈堿性；
根據(jù)HA的電離平衡常數(shù)，計(jì)算出H⁺水解平衡常數(shù)，由此比較電離與水解程度的相對(duì)大小，判斷溶液的酸堿性．
解答：解：（1）達(dá)到平衡時(shí)，△n（C）=0.4mol，物質(zhì)的量之比等于化學(xué)計(jì)量數(shù)之比，所以△n（A）=△n（C）=×0.4mol=0.2mol，故n（A）_初始=n（A）_平衡+△n（A）=1mol+0.2mol=1.2mol；
達(dá)到平衡時(shí)，c（A）==0.5mol/L，c（B）==0.2mol/L，c（C）==0.2mol/L，該溫度下，反應(yīng)平衡常數(shù)為k===10mol^-2?L²；
恒溫恒壓時(shí)，再向此容器內(nèi)通入1.8mol A，假定平衡不移動(dòng)，體積之比等于物質(zhì)的量之比，令此時(shí)體積為VL，則：
2L：VL=（1mol+04mol+0.4mol）：（2.8mol+0.4mol+0.4mol），解得V=4，此時(shí)各物質(zhì)的濃度為c（A）==0.7mol/L，c（B）==0.1mol/L，c（C）==0.1mol/L，濃度商Qc==14.3mol^-2?L²，大于10mol^-2?L²，所以平衡向逆反應(yīng)進(jìn)行．
故答案為：1.2；10mol^-2?L²；逆反應(yīng)；
（2）溶液中c（Ba²⁺）==10^-5mol/L，所以c（CO₃^2-）===5×10^-4mol/L，故答案為：5×10^-4；
（3）HA為弱酸，HA的電離平衡常數(shù)K_a=1×10^-6，A^-與水電離出的H⁺結(jié)合成HA使NaA的水溶液呈堿性，水解方程式為A^-+H₂O?HA+OH^-，其水解常數(shù)為K_h===10^-8，小于HA的電離平衡常數(shù)K_a=1×10^-6，電離大于水解程度，相同物質(zhì)的量濃度的HA和NaA兩溶液等體積混合后，濃度相等，所以溶液呈酸性．
故答案為：A^-+H₂O?HA+OH^-；酸性．
點(diǎn)評(píng)：主要考查有關(guān)平衡的定量計(jì)算分析等綜合能力，難度較大，（3）中將電離與水解結(jié)合在一起，利用水解平衡常數(shù)與電離平衡常數(shù)判斷溶液的酸堿性為易錯(cuò)點(diǎn)，難點(diǎn)，不能想當(dāng)然的認(rèn)為電離程度大于水解程度．