Question

4．由于溫室效應(yīng)和資源短缺等問題，如何降低大氣中的CO₂含量并加以開發(fā)利用，引起了各國的普遍重視．目前工業(yè)上有一種方法是用CO₂生產(chǎn)燃料甲醇．一定條件下發(fā)生反應(yīng)：CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g），如圖表示該反應(yīng)進行過程中能量（單位為kJ•mol^-1）的變化．
（1）關(guān)于該反應(yīng)的下列說法中，正確的是C．
A．△H＞0，△S＞0；    B．△H＞0，△S＜0；
C．△H＜0，△＜0；    D．△H＜0，△S＞0．
（2）該反應(yīng)平衡常數(shù)K的表達式為$\frac{c（CH{\;}_{3}OH）•c（H{\;}_{2}O）}{c（CO{\;}_{2}）•c{\;}^{3}（H{\;}_{2}）}$．
（3）溫度降低，平衡常數(shù)K增大（填“增大”、“不變”或“減小”）．
4）為探究反應(yīng)原理，現(xiàn)進行如下實驗：在體積為1L的密閉容器中，充入1mol CO₂和3mol H₂，測得CO₂和CH₃OH（g）的濃度隨時間變化如下圖所示．從反應(yīng)開始到平衡，用氫氣濃度變化表示的平均反應(yīng)速率v（H₂）0.225mol•L^-1•min^-1．
（5）下列措施中能使n（CH₃OH）/n（CO₂）增大的有CD．
A．升高溫度；      B．加入催化劑；    C．將H₂O（g）從體系中分離；
D．再充入1molCO₂和3molH₂；     E．充入He（g），使體系總壓強增大．
Ⅱ．在溫度t℃下，某NaOH的稀溶液中c（H⁺）=10^-amol/L，c（OH^-）=10^-bmol/L，已知a+b=12
該溫度下水的離子積K_w=1×10^-12；t大于25℃（填“大于”、“小于”或“等于”）．向該溶液中逐滴加入pH=c的鹽酸（t℃），測得混合溶液的部分pH如表所示．

序號	NaOH溶液的體積/mL	鹽酸的體積/mL	溶液的pH
①	20.00	0.00	8
②	20.00	20.00	6

假設(shè)溶液混合前后的體積變化忽略不計，則c為4．

Answer 1

分析 （1）由圖1可知，反應(yīng)物的總能量高于生成物的總能量，該反應(yīng)為放熱反應(yīng)，由方程式可知，該反應(yīng)正反應(yīng)是氣體的物質(zhì)的量減小的反應(yīng)，故正反應(yīng)為熵減過程；
（2）化學(xué)平衡常數(shù)，是指在一定溫度下，達到平衡時各生成物濃度的化學(xué)計量數(shù)次冪的乘積除以各反應(yīng)物濃度的化學(xué)計量數(shù)次冪的乘積所得的比值，據(jù)此書寫；
（3）該反應(yīng)正反應(yīng)是放熱反應(yīng)，降低溫度平衡向正反應(yīng)移動，平衡常數(shù)增大；
（4）由圖2可知，甲醇的濃度變化量為0.75mol/L，根據(jù)v=$\frac{△c}{△t}$計算v（CH₃OH），再利用速率之比等于化學(xué)計量數(shù)之比計算v（H₂）；
（5）使n（CH₃OH）/n（CO₂）增大，改變條件使平衡向正反應(yīng)移動，但只增大二氧化碳的濃度會使該比值減小；
Ⅱ．溶液中的離子積Kw=C（H⁺）×c（OH^-）=10^-a×10^-b=10^-（a+b）=1×10^-12；常溫下Kw=10^-14，結(jié)合水的電離是吸熱過程分析判斷；依據(jù)酸堿中和反應(yīng)定量關(guān)系計算判斷；某NaOH溶液中kw=c（H⁺）．c（OH^-）=10^-12，當(dāng)鹽酸的體積為0時，測定溶液的PH是氫氧化鈉溶液的pH，則溶液中c（OH^-）=$\frac{10{\;}^{-12}}{10{\;}^{-8}}$mol/L=10^-4 mol/L，當(dāng)兩種溶液等體積混合時，根據(jù)混合溶液的pH計算酸的濃度，從而得出鹽酸溶液的pH．

解答 解：（1）由圖1可知，反應(yīng)物的總能量高于生成物的總能量，該反應(yīng)為放熱反應(yīng)，即△H＜0，由方程式可知，該反應(yīng)正反應(yīng)是氣體的物質(zhì)的量減小的反應(yīng)，故正反應(yīng)為熵減過程，即△S＜0；
故選C；
（2）可逆反應(yīng)CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）的化學(xué)平衡常數(shù)k=$\frac{c（CH{\;}_{3}OH）•c（H{\;}_{2}O）}{c（CO{\;}_{2}）•c{\;}^{3}（H{\;}_{2}）}$；
故答案為：$\frac{c（CH{\;}_{3}OH）•c（H{\;}_{2}O）}{c（CO{\;}_{2}）•c{\;}^{3}（H{\;}_{2}）}$；
（3）該反應(yīng)正反應(yīng)是放熱反應(yīng)，降低溫度平衡向正反應(yīng)移動，平衡常數(shù)增大；
故答案為：增大；
（4）由圖2可知，10min達平衡時甲醇的濃度變化量為0.75mol/L，所以v（CH₃OH）=$\frac{0.75mol/L}{10min}$=0.075mol/（L•min），速率之比等于化學(xué)計量數(shù)之比，所以v（H₂）=3v（CH₃OH）=3×0.075mol/（L•min）=0.225mol/（L•min）；
故答案為：0.225；
（5）使n（CH₃OH）/n（CO₂）增大，改變條件使平衡向正反應(yīng)移動，但只增大二氧化碳的濃度會使該比值減�。�
A．升高溫度，平衡向逆反應(yīng)移動，n（CH₃OH）/n（CO₂）減小，故A錯誤；
B．加入催化劑，平衡不移動，n（CH₃OH）/n（CO₂）不變，故B錯誤；
C．將H₂O（g）從體系中分離，平衡向正反應(yīng)移動，n（CH₃OH）/n（CO₂）增大，故C正確；
D．再充入1mol CO₂和3mol H₂，等效為增大壓強，平衡正反應(yīng)移動，平衡時n（CH₃OH）/n（CO₂）增大，故D正確；
E．充入He（g），反應(yīng)混合物的濃度不變，變化不移動，n（CH₃OH）/n（CO₂）不變，故E錯誤；
故選CD；
Ⅱ．溶液中的離子積Kw=C（H⁺）×c（OH^-）=10^-a×10^-b=10^-（a+b）=1×10^-12；常溫下Kw=10^-14，水的電離是吸熱過程，此溫度下離子積常數(shù)大于常溫下離子積常數(shù)，說明溫度高于25°C；
當(dāng)鹽酸的體積為0時，測定溶液的PH是氫氧化鈉溶液的pH，則溶液中c（OH^-）=$\frac{10{\;}^{-12}}{10{\;}^{-8}}$mol/L=10^-4 mol/L；
當(dāng)兩種溶液等體積混合時，溶液的pH=6，結(jié)合水的離子積常數(shù)知，該溶液呈中性，則酸和堿的物質(zhì)的量相等，
兩溶液的體積相等，則c（HCl）=c（NaOH）=10^-4 mol/L，所以鹽酸的pH=4，
故答案為：1×10^-12；大于；4．

點評 考查平衡圖象、化學(xué)平衡有關(guān)計算、反應(yīng)速率、化學(xué)平衡的影響因素以及水溶液中的離子積常數(shù)應(yīng)用，溶液PH計算應(yīng)用等，難度不大，注意基礎(chǔ)知識的理解掌握，（5）中只增大二氧化碳的濃度會使該比值減小，可以借助平衡常數(shù)分析理解．