Question

化學學科中的平衡理論主要內容包括：化學平衡、電離平衡、水解平衡和溶解平衡等四種．且均符合勒夏特列原理．請回答下列問題．
（1）一定溫度下，在一個固定容積的密閉容器中，可逆反應
A（g）+2B（g）4C（g）△H＞0  達到平衡時，c（A）=2mol/L，c（B）=7mol/L，c（C）=4mol/L．試確定B的起始濃度c（B）的取值范圍是

3mol/L≤c（B）≤9mol/L

；若改變條件重新達到平衡后，體系中C的質量分數(shù)增大，下列措施可行的是

C

A、增加C的物質的量    B、加壓     C、升溫      D、使用催化劑
（2）常溫下，某純堿（Na₂CO₃）溶液中滴入酚酞，溶液呈紅色．分析該溶液遇酚酞呈紅色原因（用離子方程式表示）

CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-

（3）常溫下，取pH=2的鹽酸和醋酸溶液各100mL，向其中分別加入適量的Zn粒，反應過程中兩溶液的pH變化如圖所示．則圖中表示醋酸溶液中pH變化曲線的是

B

（填“A”或“B”）．設鹽酸中加入的Zn質量為m₁，醋酸溶液中加入的Zn質量為m₂．則m₁

＜

m₂（選填“＜”、“=”、“＞”）
（4）在AgCl飽和溶液中尚有AgCl固體存在，當向溶液中加入0.1mol?L^-1的鹽酸時，溶液中c（Ag⁺）

變小

（選填“變大”、“變小”、“不變”）

Answer 1

分析：（1）由正反應開始建立平衡，B的起始濃度最大，由逆反應開始建立平衡，B的起始濃度最小，據(jù)此計算；結合選項運用平衡移動原理分析解答；
（2）常溫下，純堿（Na₂CO₃） 溶液中滴入酚酞，溶液呈紅色，是因為碳酸鈉水解呈堿性；
（3）從醋酸是弱電解質的角度分析，醋酸與Zn反應同時，電離出H⁺，pH變化較緩慢；pH值變化相同，醋酸參加反應的氫離子比鹽酸多；
（4）根據(jù)沉淀溶解平衡的移動分析．

解答：解：（1）由正反應開始建立平衡，B的起始濃度最大，B的濃度變化量為4mol/L×

1

2

=2mol/L，故B濃度最大值為7mol/L+2mol/L=9mol/L，
由逆反應開始建立平衡，B的起始濃度最小，B的濃度變化=2△c（A）=2mol/L×2=4mol/L，故B的濃度最小值為7mol/L-4mol/L=3mol/L，故B的起始濃度c（B）的取值范圍是3 mol/L≤c（B）≤9 mol/L；
若改變條件重新達到平衡后體系中C的質量分數(shù)增大，應使平衡向正反應方向移動，
A．增加C的物質的量，等效為增大壓強，平衡向逆反應方向移動，C的質量分數(shù)降低，故A錯誤；
B．加壓，平衡向逆反應方向移動，C的質量分數(shù)降低，故B錯誤；
C．升溫，平衡向正反應方向移動，C的質量分數(shù)增大，故C正確；
D．使用催化劑，平衡不移動，C的質量分數(shù)不變，故D錯誤；
故答案為：3 mol/L≤c（B）≤9 mol/L；C；
（2）常溫下，純堿（Na₂CO₃） 溶液中滴入酚酞，溶液呈紅色，是因為碳酸鈉水解呈堿性，水解離子方程式為：CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-；故答案為：CO₃^2-+H₂O?HCO₃^-+OH^-；
（3）由于醋酸是弱電解質，與Zn反應同時，電離出H⁺，所以pH變化較緩慢，所以B曲線是醋酸溶液的pH變化曲線．由圖知鹽酸和醋酸的pH變化都是由2到4，鹽酸中氫離子濃度逐漸減小，但醋酸中存在電離平衡，氫離子和鋅反應時促進醋酸電離，補充反應的氫離子，所以醋酸是邊反應邊電離H⁺，故消耗的Zn多，所以m₁＜m₂，
故答案為：B；＜；
（4）AgCl飽和溶液中尚有AgCl固體存在，則溶液存在沉淀溶解平衡：AgCl（s）?Ag⁺（aq）+Cl^-（aq），當向溶液中加入0.1mol?L^-1的鹽酸時，平衡逆移，所以溶液中c（Ag⁺）變小，故答案為：變小．

點評：本題考查較為綜合，涉及弱電解質的電離、化學平衡、難溶電解質的溶解平衡、鹽類水解等知識點，難度較大，弱電解質的電離平衡、化學平衡是高考的熱點，應熟練掌握．