工程化学习题考试复习含答案Word文件下载.docx
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318K时，K2＝4.98×
10-4S-1。
求该反应的活化能Ea和298K时的速率常数K3。
解：
已知T1＝338K，K1＝4.87×
10-3S-1
T2＝318K，K2＝4.98×
10-4S-1
依公式lgK1/K2＝Ea/2.303R（1/T2－1/T1）得
Ea＝2.303R（T1·
T2／T1－T2）lgK1/K2
＝2.303×
8.314×
（338×
318／338－318）lg4.87×
10-3/4.98×
10-4＝102KJ·
298K时的速率常数K3lgK1/K3＝Ea/2.303R（1/T3－1/T1）
lgK3＝lgK1－Ea/2.303R（1/T3－1/T1）
＝lg4.87×
10-3－102×
103/2.303×
8.314（1/298－1/338）＝-4.428K3＝3.73×
10-5S-1
例2：
已知反应NO（g）＋1/2Br2（l）NOBr（g）（溴化亚硝酰）25℃时的平衡常数K1＝3.6×
10-15；
液体溴在25℃时的蒸气压为0.0284MPa。
求25℃时反应
NO（g）＋1/2Br2（g）NOBr（g）的平衡常数K
已知25℃时NO（g）＋1/2Br2（l）NOBr（g）
（1）；
K1＝3.6×
10-15
从25℃时液溴的饱和蒸气压可得液态溴转化为气态溴的平衡常数
Br2（l）Br2（g）
（2）
K2＝0.0284MPa/101.325KPa＝0.280
1/2Br2（l）1/2Br2（g）（3）
K3＝K2＝0.529
由反应式
（1）－（3）得NO（g）＋1/2Br2（g）NOBr（g）
K＝P（NOBr）/P／[P（NO）/P]·
[[P（Br2）/P]1/2
＝K1×
1/K3＝3.6×
10-15／0.529＝6.8×
例3：
某容器中充有N2O4和NO2的混合物，n（N2O4）：
n（NO2）＝10.0：
1.0
在308K，0.101MPa条件下,发生反应
N2O4（g）2NO2（g）；
K（308K）＝0.315
（1）计算平衡时各物质的分压
（2）使上述反应系统体积减小到1/2，反应在308K，0.202MPa条件下进行,平衡向移动?
在新的平衡条件下,系统的各组分分压改变了多少?
此反应是在恒温恒压条件下进行的,设反应开始时
n（N2O4）＝1.0mol则n（NO2）＝0.10mol；
P总＝0.101MPa
N2O4（g）2NO2（g）
始1.00.10
衡1.0－X0.10＋2X
平衡时，n总＝1.0－X＋0.10＋2X＝1.1＋X，各物质分压为
P（N2O4）＝（1.0－X）／（1.1＋X）·
P总
P（NO2）＝（0.10＋2X）／（1.1＋X）·
K＝[P（NO2）/P]2／[P（N2O4）/P]
0.315＝[（0.10＋2X）/（1.10＋X）]2·
P总／[（1.0－X）／（1.1＋X）]·
P
0.315＝[（0.10＋2X）2×
0.101]／（1.0－X）（1.1＋X）×
101.325×
10-3X＝0.234
P（N2O4）＝（1.0－0.234）／（1.10＋0.234）×
0.101＝0.058MPa
P（NO2）＝（0.10＋2×
0.234）／（1.10＋0.234）×
0.101＝0.043MPa
（2）在已达上述平衡状态时，对系统施加压力达到0.202MPa时，
P（N2O4）＝2×
0.MPa＝0.116MPa
P（NO2）＝2×
0.043MPa＝0.086MPa
Q＝[P（NO2）/P]2／[P（N2O4）/P]＝[0.086/101.325×
10-3]2／0.116/101.325×
10-3＝0.63
Q＞K，平衡向左移动，即向分子数减少的向移动
计算新平衡条件下各物质的分压可不管反应途径
衡1.0－y0.10＋2y
平衡时，n总＝1.0－y＋0.10＋2y＝1.1＋y，P总＝0.202MPa
P（N2O4）＝（1.0－y）／（1.10＋y）·
P（NO2）＝（0.10＋2y）／（1.10＋y）·
0.315＝（0.10＋2y）2×
0.202／（1.10＋y）（1.0－y）×
10-3y＝0.155
P（N2O4）＝（1.0－0.155）／（1.10＋0.155）×
0.202＝0.136MPa
0.155）／（1.10＋0.155）×
0.202＝0.MPa
△P（N2O4）＝0.136MPa－0.058MPa＝0.078MPa
△P（NO2）＝0.MPa－0.043MPa＝0.MPa
当P总从0.101MPa增加到0.202MPa时,P（N2O4）和P（NO2）均增加,但P（N2O4）的更多,说明平衡向左移动了。
例4：
估算CaCO3分解的最低温度
已知:
△Hf（CaCO3）＝－1206.9KJ·
△Hf（CaO）＝－635.13KJ·
△Hf（CO2）＝－393.51KJ·
S（CaCO3）＝92.9J·
mol-1·
K-1
S（CaO）＝38.2J·
S（CO2）＝213.7J·
CaCO3（S）→CaO（S）＋CO2（g）
依据公式△G＝△H－T△S,当CaCO3（S）分解时,体系达到平衡状态,此时△G＝0,即
T转＝△H（298K）／△S（298K）
△H（298K）＝[1×
△Hf（CaO,S）＋1×
△Hf（CO2,g）]－1×
△Hf（CaCO3,s）
＝[1×
（－635.13）＋1×
（－393.51）]－1×
（－1206.9）＝.26KJ·
△S（298K）＝[1×
S（CaO,S）＋1×
S（CO2,g）]－1×
S（CaCO3,s）
＝（1×
38.2＋1×
213.7）－1×
92.9＝.0J·
T分解＝△H（298K）／△S（298K）＝.26×
103J·
mol-1／.0J·
K-1＝1121K
例5：
计算320K时反应
HI（g,0.0405MPa）1/2H2（g,1.01×
10-3MPa）＋1/2I2（g,1.01×
10-3MPa）
的平衡常数并判断反应进行的向。
解:
要计算平衡常数,必须先确定该温度下的△G,忽略温度对△H和△S的影响,则
△GT≈△H（298K）－T△S（298K）
△H（298K）＝1/2△Hf（H2,g）＋1/2△Hf（I2,g）－△Hf（HI,g）
＝1/2×
0＋1/2×
62.438－26.5＝4.7KJ·
△S（298K）＝1/2S（H2,g）＋1/2S（I2,g）－S（HI,g）
130.59＋1/2×
260.6－206.48＝－10.9J·
△G（320K）＝△H（298K）－T△S（298K）
＝4.7－320×
（－10.9）×
10-3＝8.2KJ·
△G（320K）＝－2.303RTlgK（320K）
lgK（320K）＝－△G（320K）／2.303RT＝－8.2×
103／2.303×
320＝－1.34
K（320K）＝4.6×
10-2
△G（320K）＝△G（320K）＋2.303RTlgQ
＝8.2＋2.303×
320×
10-3×
lg[（1.01/101.325）1/2·
（1.01/101.325）1/2]／[40.5/101.325]＝－1.6KJ·
△G＜0,反应能向正向进行。
习题课二
1．下列说确的是（C）
A．根据稀释定律，弱酸的浓度越小，其解离度就越大，因此酸性也越强。
B．两种酸HX和HY的水溶液具有相同的PH值，则这两种酸的浓度必然相等。
C．多元弱酸溶液中，由于Ka1＞＞Ka2，故计算多元弱酸溶液中的氢离子浓度时，可近似地用一级解离平衡进行计算。
D．弱酸或弱碱的解离平衡常数Ki不仅与溶液温度有关，而且与其浓度有关。
2．将浓度为0.1mol·
L-1的HAc溶液加水稀释一倍,则C（H+）为（C）0.1mol·
L-1
A．0.05B．0.2C．0.05KHAcD．1/20.1KHAc
3．在HAc溶液中加入下列物质时，HAc解离度增大的是（CD）
A．NaAcB．HClC．NH3·
H2OD．H2O
4．已知氢硫酸的Ka1=8.91×
10-8，Ka2=1.1×
10-12，0.1mol·
L-1的H2S溶液的PH值为（A）
A．4.03B．5.97C．6.48D．3.97
5．在2L的0.1mol·
L-1HAc溶液中加入2L的0.05mol·
L-1的NaOH溶液，所得溶液的C（H+）为（）mol·
A．2.5×
10-3B．6.6×
10-4C．1.74×
10-5D．3.5×
10-5
6．将PH=2.00和PH=11.00的强酸和强碱溶液等量混合,所得溶液的PH值为（C）
A．1.35B．3.35C．2.35D．6.50
7．有一难溶强电解质M2X，其溶度积为KSP，则其溶解度S的表示式为（D）
A．S=KSPB．3KSP/2C．KSPD．3KSP/4
8．Mg（OH）2在下列那种溶液中的溶解度最大？
（A）
A．纯水B．0.01mol·
L-1的MgCl2溶液中
C．0.01mol·
L-1的Ba（OH）2溶液中D．0.01mol·
L-1的NaOH溶液中
二．1．实验测得0.020mol·
L-1HAc溶液的PH值为3.23,求该HAc溶液的离解度和HAc的离解常数。
HAc+H2OH3O++Ac－
已知PH值＝3.23,－lg[H3O+]＝3.23
[H3O+]＝5.9×
10－4
a＝5.9×
10－4/0.020×
100%＝3.0%
[Ac－]＝[H3O+]＝5.9×
[HAc]＝0.020－5.9×
10－4＝0.019
K（HAc）＝[H3O+][Ac－]／[HAc]＝（5.9×
10－4）2／0.019＝1.8×
10－5
2．若在50.00ml的0.150mol·
L-1NH3和0.200mol·
L-1NH4Cl缓冲溶液中,加入0.100ml1.00mol·
L-1的HCl,求加入HCl前后溶液的PH值各为多少?
（K（NH3）＝1.8×
10－5）
未加HCl以前
PH＝14.00－PK （B）＋lg[B]/[BH＋][B]＝［NH3］＝0.150BH＋]＝[NH4＋]＝0.200
∴PH＝14.00＋lg1.8×
10－5＋lg0.150/0.200＝14.00―4.74―0.12＝9.14
加入0.100ml1.00mol·
L-1的HCl,此时溶液的体积为50.10ml,HCl在该溶液中的浓度为
C（HCl）＝1.00×
0.100／50.10＝0.0020mol·
由于加入HCl,它产生的H3O+与缓冲溶液中的NH3反应生成NH4＋。
NH3+H2ONH4++OH－
始0.150－0.00200.200＋0.00200
衡0.148－X0.202＋XX
X（0.202＋X）／（0.148－X）＝1.8×
10－5X＝1.3×
C（OH－）＝1.3×
10－5mol·
加入HCl后,PH＝14.00＋lg1.3×
10－5＝9.11
3．将0.2mol·
dm-3的HF与0.2mol·
dm-3的NH4F溶液等量混合,计算所得溶液的PH值和HF的解离度。
（KHF=6.31×
10-4）
两种溶液等量混合后，其浓度各减小一半，均为0.1mol·
dm-3。
设已解离HF的浓度为Xmol·
dm-3k，则
HFH++F+
开始浓度/mol·
dm-30.100.1
平衡浓度/mol·
dm-30.1-XX0.1+X
KHF=[H+]·
[F+]/[HF]=X·
（0.1+X）/（0.1-X）=6.31×
10-4
因为KHF很小，且由于同离子效应，故X很小，0.1+X≈0.10.1-X≈0.1，代入上式，得X=6.31×
10-4mol·
dm-3
所以PH=-㏒[H+]=--㏒（6.31×
10-4）=3.20
HF的解离度α=6.31×
10-4/0.1×
100%=0.631%
4．向含有0.250mol·
dm-3NaCl和0.005mol·
dm-3KBr的混合溶液中缓慢滴加AgNO3溶液，问：
（Ksp（AgCl）=1.77×
10-10，Ksp（AgBr）=5.35×
10-13）
（1）先生成种沉淀？
（2）Cl-和Br-能否有效分步沉淀而得到分离？
忽略加入AgNO3溶液后引起的体积变化。
（1）开始沉淀时，需要的[Ag+]分别为
AgCl：
[Ag+]=Ksp（AgCl）/[Cl-]=1.77×
10-10/0.250=7.08×
10-10mol·
AgBr：
[Ag+]=Ksp（AgBr）/[Br-]=5.35×
10-13/0.005=1.07×
故先生成AgBr沉淀。
（2）当有AgCl沉淀生成时，溶液中Ag+浓度至少要达到7.08×
dm-3，此时溶液中
Br-浓度为
[Br-]=Ksp（AgBr）/[Ag+]=5.35×
10-13/7.08×
10-10=7.56×
由于7.56×
dm-3＞10-5mol·
所以，此法不能使Cl-和Br-有效分步沉淀而得到分离。
5．若某酸性溶液中Fe3+和Mg2+浓度都为0.01mol·
dm-3，试计算说明是否能控制一定的PH值，使其分别沉淀出来而得到分离。
（Ksp（Fe（OH）3）=2.64×
10-39,Ksp（Mg（OH）2）=5.61×
10-12）
Ksp（Fe（OH）3）=[Fe3+][OH-]3
当Fe（OH）3刚开始沉淀时有
[OH-]=3Ksp（Fe（OH）3）/[Fe3+]
=32.64×
10-39/0.01
=6.41×
10-13
PH=14+lg[OH-]=1.81
当Fe（OH）3沉淀完全时
[OH-]=32.64×
10-39/1.0×
10-5
=6.42×
10-12
PH=14+lg[OH-]=2.81
当Mg（OH）2刚开始沉淀时
Ksp（Mg（OH）2）=[Mg2+][OH-]2
[OH-]=2Ksp（Mg（OH）2）/[Mg2+]
=25.61×
10-12/0.01=2.37×
PH=14+lg[OH-]=9.37
当Mg（OH）2沉淀完全时
[OH-]=25.61×
10-12/1.0×
10-5=7.49×
10-4PH=14+lg[OH-]=10.87
由计算可知，只要控制PH值在2.81-9.37之间，就可使Fe3+完全沉淀，而Mg2+不沉淀。
待Fe3+沉淀完全后，调节溶液PH＞10.87，即可使Mg2+完全沉淀，从而使Fe3+和Mg2+得到分离。
习题课三
1．下列有关Cu-Zn原电池的叙述中错误的是（Ｃ）
A．盐桥中的电解质可保持两个半电池中的电荷平衡B．盐桥中的电解质不能参与电池反应
C．电子通过盐桥流动Ｄ．盐桥用于维持氧化还原反应的进行
2．在一个氧化还原反应中，如果两个电对的电极电势相差越大，则该氧化还原反应（Ｃ）
A．速率越大B．速率越小C．能正向自发进行 Ｄ．能逆向进行
3．根据反应
装配成原电池，其电池符号为（D）
A．
B．
C．
D．
4．根据反应
构成原电池，测得该电池E=0.455V，已知
EI2/I-=0.535V，则ES4O62-/S2O32-为（C）V。
A．－0.080B．0.990C．0.080D．－0.990
5．对于电池反应
，欲使其电动势增大，可采取的措施有（AC）
A．降低Zn2+浓度B．增大Zn2+浓度
C．增大Cu2+浓度D．减小Cu2+浓度
二、1．如果把下列氧化还原反应装配成原电池，试以符号表示原电池，并写出正、负极反应式
（1）Zn＋CdSO4＝ZnSO4＋Cd
（2）Fe2＋＋Ag＋＝Fe3＋＋Ag
（1）（－）Zn│ZnSO4（C1）║CdSO4（C2）│Cd（＋）
正极：
Cd2＋＋2eCd负极：
Zn－2eZn2＋
（2）（－）Pt│Fe2＋（C1），Fe3＋（C2）║Ag＋（C3）│Ag（＋）
Ag＋＋eAg负极：
Fe2＋－eFe3＋
2．将锡和铅的金属片分别插入含有该金属离子的盐溶液中组成原电池：
（1）[Sn2＋]＝1，[Pb2＋]＝1
（2）[Sn2＋]＝1，[Pb2＋]＝0.01
已知ESn2＋/Sn＝－0.1375VEPb2＋/Pb＝－0.1262V
计算它们的电动势,分别写出电池的符号,两极反应和电池反应程式
（1）[Sn2＋]＝[Pb2＋]＝1，故此时两电极处于标准状态。
因
ESn2＋/Sn＝ESn2＋/Sn＝－0.1375V＜EPb2＋/Pb＝EPb2＋/Pb＝－0.1262V
故此时Pb2＋为氧化剂，Sn为还原剂，即Sn为负极，Pb为正极
E（电池）＝E（电池）＝EPb2＋/Pb－ESn2＋/Sn＝－0.1262V－（－0.1375V）＝0.0113V
（－）Sn│Sn2＋（1mol·
L－1）║Pb2＋（1mol·
L－1）│Pb（＋）
负极：
Sn－2eSn2＋正极：
Pb2＋＋2ePb
电池反应：
Sn＋Pb2＋＝Sn2＋＋Pb
（2）EPb2＋/Pb＝EPb2＋/Pb＋0./2lg[Pb2＋]＝－0.1262＋0./2lg0.01＝－0.1852V
ESn2＋/Sn＝ESn2＋/Sn＝－0.1375V
∵EPb2＋/Pb＜ESn2＋/Sn∴Sn为正极，Pb为负极
（－）Pb│Pb2＋（0.01mol·
L－1）║Sn2＋（1mol·
L－1）│Sn（＋）
Pb－2ePb2＋正极：
Sn2＋＋2eSn电池反应：
Pb＋Sn2＋＝Pb2＋＋Sn
3．试写出下列各电池的电极反应、电池反应、并计算电池的电动势。
（1）（－）（Pt）H2（100KPa）│H＋（1mol·
L－1）║Br－（1mol·
L－1）│Br2（l）（Pt）（＋）
（2）（－）Ag│Ag＋（0.05mol·
L－1）║Fe3＋（0.3mol·
L－1）,Fe2＋（0.02mol·
L－1）│Pt（＋）
（3）（－）（Pt）H2（50KPa）│H＋（0.5mol·
L－1）║Sn4＋（0.7mol·
L－1）,Sn2＋
（1.
5mol·
其中EBr2/Br－＝1.087VEAg＋/Ag＝0.7996VEFe3＋/Fe2＋＝0.771V
ESn4＋/Sn2＋＝0.151V
（1）负极：
H2－2e2H＋正极：
Br2＋2e2Br－电池反应：
H2＋Br2＝2H＋＋2Br－
E（电池）＝E（电池）＝E（正）－E（负）＝1.087V－0.00V＝1.087V
（2）负极：
Ag－eAg＋正极：
Fe3＋＋eFe2＋电池反应：
Ag＋Fe3＋＝Ag＋＋Fe2＋
E＝E（正）－E（负）
＝EFe3＋/Fe2＋＋0./1·
lg[Fe3＋]/[Fe2＋]－（EAg＋/Ag＋0./1·
lg[Ag＋]）
＝（EFe3＋/Fe2＋－EAg＋/Ag）＋0./1·
lg[Fe3＋]/[Fe2＋][Ag＋]
＝（0.771－0.7996）＋0./1·
lg0.3/0.05×
0.02＝0.1176
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