Question

8．（1）一定條件下，CO₂與1.0mol•L^-1NaOH溶液充分反應放出的熱量如表一：
表一：

反應序號	CO2的物質(zhì)的量/mol	NaOH溶液的體積/L	放出的熱量/KJ
1	0.5	0.75	x
2	1.0	2.00	y

該條件下CO₂與NaOH溶液反應生成NaHCO₃的熱化學方程式為NaOH（aq）+CO₂（g）═NaHCO₃（aq）△H=-（4x-y）kJ/mol ．
（2）用焦炭還原NO的反應為：2NO（g）+C（s）?N₂（g）+CO₂（g），向容積均為1L的甲、乙、丙三個恒溫容器中分別加入足量的焦炭和一定量的NO，測得各容器中n（NO）隨反應時間t的變化情況如表二：
表二：

溫度   t/min	0	40	80	120	160
甲（673K）	2.00	1.50	1.10	0.80	0.80
乙（T）	2.00	1.45	1.00	1.00	1.00
丙（673K）	1.00	0.80	0.65	0.53	0.45

①甲容器中，0～40min內(nèi)用NO的濃度變化表示的平均反應速率v（NO）=0.0125mol/（L•min）．
②該反應的△Hb（填序號）
a．大于0    b．小于0    c．等于0d．不能確定
③丙容器達到平衡時，NO的轉(zhuǎn)化率為60% ．
（3）298K時，NH₃•H₂O的電離常數(shù)K_b=2×10^-5，H₂CO₃的電離常數(shù)K_al=4×10^-7，K_a2=4×10^-11．在NH₄HCO₃溶液中，c（NH₄⁺）＞c（HCO₃^-）（填“＞”、“＜”或“=”）；反應NH₄⁺+HCO₃^-+H₂O?NH₃•H₂O+H₂CO₃的平衡常數(shù)K的數(shù)值（用科學計數(shù)法表示）為1.25×10^-3．

Answer 1

分析 （1）根據(jù)題意可知，22gCO₂通入1mol/L NaOH溶液750mL中充分反應，測得反應放出xkJ的熱量，寫出熱化學反應方程式，再利用1mol CO₂通入2mol/L NaOH溶液2L中充分反應放出y kJ的熱量寫出熱化學反應方程式，最后利用蓋斯定律來書寫CO₂與NaOH溶液反應生成NaHCO₃的熱化學方程式；
（2）①甲容器中，根據(jù)表中數(shù)據(jù)，0～40min內(nèi)，NO的物質(zhì)的量改變量為△n=2.00-1.50=0.50mol，反應經(jīng)歷的時間為△t=40min，容器體積V=1L，根據(jù)化學反應平均速率計算公式v（NO）=$\frac{△n}{V△t}$計算；
②注意甲和乙，起始物料相同，溫度不同，從0～40min看，乙容器的化學反應速率比甲的快，溫度升高能加快化學反應速率，因此乙容器的溫度大于甲容器的溫度，但乙容器中NO的轉(zhuǎn)化率低于甲容器，所以表現(xiàn)為升高溫度，平衡向逆反應方向移動，據(jù)此判斷該反應的焓變正負；
③根據(jù)表中數(shù)據(jù)，丙容器中NO的起始物質(zhì)的量為1.00mol，丙容器與甲容器的溫度相同，則兩容器反應的平衡常數(shù)也相同，據(jù)此計算；
（3）NH₄HCO₃為弱酸弱堿鹽，溶于水發(fā)生雙水解，雖然都是弱酸根離子，但水解程度還是有差異，根據(jù)平衡常數(shù)判斷溶液的酸堿性，據(jù)此判斷，反應NH₄⁺+HCO₃^-+H₂O?NH₃•H₂O+H₂CO₃的平衡常數(shù)K，根據(jù)多重平衡規(guī)則推導計算．

解答 解：（1）根據(jù)題意，22gCO₂通入750mL 1.0mol/L的NaOH溶液中充分反應，n（CO₂）=$\frac{22g}{44g/mol}$=0.5mol，n（NaOH）=1mol/L×0.75L=0.75mol，該反應既生成碳酸鈉又生成碳酸氫鈉，方程式為：2CO₂+3NaOH═NaHCO₃+Na₂CO₃+H₂O，由0.5molCO₂反應放出熱量為xkJ，則2molCO₂反應放出熱量為4xkJ，即熱化學反應方程式為：
2CO₂（g）+3NaOH（aq）═NaHCO₃ （aq）+Na₂CO₃（aq）+H₂O（l）△H=-4xkJ/mol ①
在該條件下1molCO₂通入到2L 1.0mol/L的NaOH溶液中充分反應，放出ykJ熱量，則熱化學方程式為2NaOH（aq）+CO₂（g）═Na₂CO₃（aq）+H₂O（l）△H=-ykJ/mol  ②
由蓋斯定律①-②可得，NaOH（aq）+CO₂（g）═NaHCO₃（aq）△H=-（4x-y）kJ/mol，
故答案為：NaOH（aq）+CO₂（g）═NaHCO₃（aq）△H=-（4x-y）kJ/mol；
（2）①甲容器中，根據(jù)表中數(shù)據(jù)，0～40min內(nèi)，NO的物質(zhì)的量改變量為△n=2.00-1.50=0.50mol，反應經(jīng)歷的時間為△t=40min，容器體積V=1L，根據(jù)化學反應平均速率計算公式v（NO）=$\frac{△n}{V△t}$=$\frac{0.50mol}{1L×40min}$=0.0125mol/（L•min），
故答案為：0.0125mol/（L•min）；
②甲和乙，起始物料相同，溫度不同，從0～40min看，乙容器的化學反應速率比甲的快，溫度升高能加快化學反應速率，因此乙容器的溫度大于甲容器的溫度，但乙容器中NO的轉(zhuǎn)化率低于甲容器，因此升高溫度，化學平衡向逆反應方向移動，則該反應的正反應是放熱反應，焓變△H＜0，
故選b；
③丙容器中NO的起始物質(zhì)的量為1.00mol，丙容器與甲容器的溫度相同，則兩容器反應的平衡常數(shù)也相同，該反應為2NO（g）+C（s）?N₂（g）+CO₂（g），反應的平衡常數(shù)為K=$\frac{c（{N}_{2}）c（C{O}_{2}）}{{c}^{2}（NO）}$，根據(jù)表中數(shù)據(jù)，平衡時，c（NO）=$\frac{0.80mol}{1L}$=0.80mol/L，C（N₂）=$\frac{1}{2}×\frac{（2.00-0.80）mol}{1L}$=0.60mol/L，c（CO₂）=c（N₂）=0.60mol/L，則K=$\frac{0.60molL×0.60mol/L}{（0.80mol/L）^{2}}$=$\frac{9}{16}$，
設丙中NO的平衡轉(zhuǎn)化率為α，則平衡時，c（NO）=（1-α）mol/L，C（N₂）=$\frac{1}{2}$αmol/L，c（CO₂）=c（N₂）=$\frac{1}{2}$αmol/L，則K=$\frac{\frac{1}{2}αmol/L×\frac{1}{2}αmol/L}{（1-α）^{2}mo{l}^{2}/{L}^{2}}$=$\frac{9}{16}$，解得：α=0.60=60%，
事實上，這與甲容器的轉(zhuǎn)化率是相同的，可以解釋為等效平衡，反應2NO（g）+C（s）?N₂（g）+CO₂（g）是氣體數(shù)守恒的反應，前后氣體的物質(zhì)的量總數(shù)不變，壓強改變不影響化學移動，丙容器起始等效于對甲容器減壓，減壓不改變該反應的化學平衡，自然兩個容器中的NO轉(zhuǎn)化率就相同！準確的來說，知道這是等效平衡的，甚至不用這么多步驟計算，可以直接寫答案．
故答案為：60%；
（3）NH₄HCO₃為弱酸弱堿鹽，溶于水發(fā)生雙水解，雖然都是弱酸根離子，但水解程度還是有差異，水解反應可以視作兩個反應競爭，①NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺，該反應的平衡常數(shù)為K₁=$\frac{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）c（{H}^{+}）}{c（N{H}_{4}^{+}）}$=$\frac{{K}_{w}}{K（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$=$\frac{1{0}^{-14}}{2×1{0}^{-5}}$=5×10^-10，②HCO₃^-+H₂O?H₂CO₃+OH^-，該反應的平衡常數(shù)為K₂=$\frac{c（{H}_{2}C{O}_{3}）c（O{H}^{-}）}{c（HC{O}_{3}^{-}）}$=$\frac{{K}_{w}}{{K}_{a2}（{H}_{2}C{O}_{3}）}$=$\frac{1{0}^{-14}}{4×1{0}^{-11}}$=2.5×10^-4，顯然K₂＞＞K₁，所以最終是以HCO₃^-的水解為主，則溶液中c（NH₄⁺）＞c（HCO₃^-），
反應NH₄⁺+HCO₃^-+H₂O?NH₃•H₂O+H₂CO₃的平衡常數(shù)K，根據(jù)多重平衡規(guī)則，K=$\frac{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）c（{H}_{2}C{O}_{3}）}{c（N{H}_{4}^{+}）c（HC{O}_{3}^{-}）}$=$\frac{{K}_{w}}{{K}_{a1}（{H}_{2}C{O}_{3}）{K}_（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$=1.25×10^-3，
故答案為：＞；1.25×10^-3．

點評 本題考查化學原理部分知識，包含熱化學方程式的書寫，蓋斯定律，化學反應速率的計算，化學平衡的移動，鹽類水解，平衡常數(shù)的簡單應用．注意等效平衡法給解題帶來的方便．本題考查的知識點較多，題目難度中等，是中檔題．