Question

化學反應原理在科研和生產中有廣泛應用．
（1）利用“化學蒸氣轉移法”提純金屬鎢的反應原理為
W（s）+I₂（g）?WI₂（g）（I）．該反應在石英真空管中進行，如圖所示：
①反應（I）的平衡常數表達式K=

 

，若K=

1

2

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

 

．
②反應（I）的△H

 

0（填“＞”或“＜”），上述反應體系中可循環(huán)使用的物質是

 

．
③能夠說明上述反應已經達到平衡狀態(tài)的有

 

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

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

當吸收液呈中性時，溶液中離子濃度由大到小的順序為

 

．

Answer 1

考點：化學平衡的計算,化學平衡狀態(tài)的判斷

專題：化學平衡專題

分析：（1）①平衡常數指一定條件下，可逆反應達到平衡時，生成物濃度化學計量數次數冪之積與反應物濃度化學計量數次數冪之積的比值，注意固體、純液體不需要寫出；
令平衡時，參加反應I₂的物質的量為xmol，利用三段式表示出平衡時各物質的物質的量，反應前后氣體的化學計量數不變，用物質的量代替濃度代入平衡常數表達式列方程計算；
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方向移動；反應體系中I₂可循環(huán)使用；
③當反應達到平衡狀態(tài)時，正逆反應速率相等，各物質的濃度不再改變，由此衍生的一些物理量也不變，以此進行判斷，注意選擇的物理量隨反應進行發(fā)生變化，該物理量由變化到不變化說明到達平衡；
（2）由HSO₃^-+H₂O?H₂SO₃+OH^-、H₂SO₃?HSO₃^-+H⁺的平衡常數表達式，可以推知H₂SO₃的電離常數K_a=

Kw

Kh

；
若向H₂SO₃溶液中加入少量的I₂，I₂與H₂SO₃反應生成H₂SO₄與HI，溶液酸性增強，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，據此判斷；
（3）由表中數據可知，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，故吸收液呈中性時應n（SO₃^2-）：n（HSO₃^-）＜1：1，溶液呈中性有c（H^-）=c（OH^-），結合電荷守恒有c（Na⁺）=2c（SO₃^2-）+c（HSO₃^-），據此判斷．

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

c(WI2)

c(I2)

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

x

1-x

=

1

2

，解得x=

1

3

，故反應達到平衡時I₂（g）的轉化率為=

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方向移動，正反應為放熱反應，即△H＜0；反應體系中I₂可循環(huán)使用，
故答案為：＜；I₂；
③a．平衡時I₂與WI₂濃度關系與轉化率有關，二者濃度不一定相等，故a錯誤；
b．隨反應進行，W質量分數變化，若W的質量不再變化，說明到達平衡，故b正確；
c．隨反應進行，混合氣體的質量發(fā)生變化，恒容條件下密度也在不斷變化，若容器內混合氣體的密度保持不變，說明反應達到平衡，故c正確；
d．單位時間內，金屬鎢消耗的物質的量與碘化鎢生成的物質的量相等，都表示的正反應速率，不能說明達到平衡，故d錯誤，
故答案為：bc；
（2）由HSO₃^-+H₂O?H₂SO₃+OH^-、H₂SO₃?HSO₃^-+H⁺的平衡常數表達式，可以推知H₂SO₃的電離常數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反應生成H₂SO₄與HI，溶液酸性增強，c（H⁺）增大，由HSO₃^-?SO₃^2-+H⁺（電離平衡常數設為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）由表中數據可知，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，故吸收液呈中性時應n（SO₃^2-）：n（HSO₃^-）＜1：1，即c（HSO₃^-）＞c（SO₃^2-），溶液呈中性有c（H^-）=c（OH^-），結合電荷守恒推出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^-）．

點評：本題考查化學平衡常數、化學平衡計算、弱電解質的電離平衡常數、溶液離子濃度大小比較，側重考查學生對知識遷移運用能力，注意比較溶液中各種離子濃度相對大小時要結合電荷守恒和物料守恒等分析解答，難度中等．