Question

（15分）運(yùn)用化學(xué)反應(yīng)原理分析解答以下問(wèn)題

（1）250℃時(shí)，以鎳合金為催化劑，向4L容器中通人6 mol CO2、6 molCH4 ，發(fā)生如下反應(yīng)：CO2(g)+CH4(g) 2CO(g)+2H2(g)。平衡體系中各組分體積分?jǐn)?shù)如下表：

物質(zhì)	CH4	CO2	CO	H2
體積分?jǐn)?shù)	0.1	0.1	0.4	0.4

①此溫度下該反應(yīng)的平衡常數(shù)K=___________.

②若再向容器中同時(shí)充入2．0molCO2、6．0 molCH4 、4．0 molCO和8．0 molH2 ，則上述平衡向_____（填“正反應(yīng)”或“逆反應(yīng)”）方向移動(dòng)。

（2）硝化法是一種古老的生產(chǎn)硫酸的方法，同時(shí)實(shí)現(xiàn)了氮氧化物的循環(huán)轉(zhuǎn)化，主要反應(yīng)為：

已知：① NO2(g)+SO2(g) SO3(g)+NO(g) ΔH= —41.8KJ·mol-1

②2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g) ΔH= —196.6KJ·mol-1

①寫(xiě)出NO和O2反應(yīng)生成NO2的熱化學(xué)方程式__________。

②一定溫度下，向2L恒容密閉容器中充人NO2和SO2各1 mol，5min達(dá)到平衡，此時(shí)容器中NO和NO2的濃度之比為3：1，則NO2的平衡轉(zhuǎn)化率是_________。

（3）常溫下有濃度均為0.1 mol/L的四種溶液：①Na2CO3、②NaHCO3、③HCl、④NH3.H2O。

①有人稱溶液①是油污的“清道夫”，原因是_________（用離子方程式解釋）

②上述溶液中，既能與氫氧化鈉反應(yīng)，又能和硫酸反應(yīng)的溶液中離子濃度由大到小的順序?yàn)開(kāi)_________。

③向④中加入少量氯化銨固體，此時(shí)c(NH4+)/ c(OH-)的值_________（填“增大”“減小”或“不變”）。 ④若將③和④的溶液混合后溶液恰好呈中性，則混合前③的體積_________④的體積（填“大于”小于”或“等于”）

⑤將10 mL溶液③加水稀釋至100 mL，則此時(shí)溶液中由水電離出的c( H＋)=___________。

Answer 1

（1）①64；②逆反應(yīng)；（2）2NO(g)+O2(g)=2NO2(g)；ΔH=-113.0kJ·mol-1；75%；

（3）①CO32-+H2OHCO3-+OH-；②c(Na+)>c(HCO3-)>c(OH-)>c(H+)>c(CO32-)；

③增大；④小于；⑤10-12mol·L-1

【解析】

試題分析：①在反應(yīng)開(kāi)始時(shí)，c(CO2)=c(CH4)=6mol÷4L=1.5mol/L，假設(shè)在反應(yīng)過(guò)程中，消耗掉的c(CO2)=c(CH4)=xmol/L，則在平衡時(shí)各種物質(zhì)的濃度分別是：c(CO2)=c(CH4)=（1.5-x）mol/L，c(CO)=c(H2)=2xmol/L，由于平衡時(shí)CO2的體積分?jǐn)?shù)是0.1，所以（1.5-x）÷（3+2x）=0.1,解得x=1mol/L，此溫度下該反應(yīng)的平衡常數(shù)K=；②若再向容器中同時(shí)充入2.0molCO2、6.0 molCH4 、4.0 molCO和8.0 molH2，則Qc=,所以上述平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)；（2）①：②-①×2，整理可得：2NO(g)+O2(g)=2NO2(g)；ΔH=-113.0kJ·mol-1；②根據(jù)N元素守恒，若充人NO21mol, 達(dá)到平衡，此時(shí)容器中NO和NO2的濃度之比為3：1，則NO2的轉(zhuǎn)化的物質(zhì)的量占總物質(zhì)的量的3/4,所以NO2平衡轉(zhuǎn)化率是(3÷4)×100%=75%;（3）①有人稱溶液①Na2CO3是油污的“清道夫”，原因是Na2CO3是強(qiáng)堿弱酸鹽，在溶液中，CO32-發(fā)生水解反應(yīng)，消耗水電離產(chǎn)生的H+。使溶液顯堿性，而油脂在堿性條件下發(fā)生水解反應(yīng)產(chǎn)生可溶性的物質(zhì)，因此可以清洗油污，用離子方程式表示為CO32-+H2OHCO3-+OH-；②上述溶液中，既能與氫氧化鈉反應(yīng)，又能和硫酸反應(yīng)的溶液是NaHCO3，該鹽是強(qiáng)堿弱酸鹽，HCO3-發(fā)生水解反應(yīng)而消耗，所以c(Na+)>c(HCO3-), HCO3-水解消耗水電離產(chǎn)生H+，使溶液顯堿性，c(OH-)>c(H+)，HCO3-還會(huì)發(fā)生電離作用，但是水解大于電離，而且在溶液中水還會(huì)電離產(chǎn)生H+所以c(H+)>c(CO32-)；鹽水解的程度是微弱的，主要還是以鹽電離產(chǎn)生的離子存在，所以c(HCO3-)>c(OH-)，故溶液中離子濃度由大到小的順序?yàn)閏(Na+)>c(HCO3-) >c(OH-)>c(H+)>c(CO32-)；③在④的NH3.H2O存在電離平衡：NH3.H2ONH4++OH-；向其中加入少量氯化銨固體，c(NH4+)增大，電離平衡逆向移動(dòng)，c(OH-)減小，此時(shí)c(NH4+)/ c(OH-)的值增大；④若將③HCl和④NH3.H2O的溶液混合后溶液恰好呈中性，由于二者的物質(zhì)的量濃度相等，若二者等體積混合，則恰好完全反應(yīng)產(chǎn)生NH4Cl，溶液顯酸性，所以要使溶液顯中性，則混合前③的體積要略小于④的體積；⑤將10 mL溶液③加水稀釋至100 mL，在稀釋過(guò)程中溶質(zhì)的物質(zhì)的量不變，稀釋后溶液的濃度c(HCl)=( 10 mL×0.1mol/L)÷100ml=0.01mol/L，c(H+)=10-2mol/L，由于在該溫度下水的離子積常數(shù)是Kw=1×10-14,則c(H+)(水)=c(OH-)=1×10-14÷10-2=1×10-12mol/L。

考點(diǎn)：考查熱化學(xué)方程式的書(shū)寫(xiě)、鹽溶液中離子濃度大小比較、外界條件對(duì)弱電解質(zhì)電離平衡的影響的知識(shí)、化學(xué)平衡常數(shù)的計(jì)算、物質(zhì)轉(zhuǎn)化率的計(jì)算、電解質(zhì)溶液中的水電離產(chǎn)生的離子濃度的計(jì)算的知識(shí)。