Question

8．對大氣污染物SO₂、CO、NO_x進行研究具有重要意義．請回答下列問題：
（1）為減少SO₂的排放，常采取的措施是將煤轉(zhuǎn)化為清潔氣體燃料．
已知：①H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═H₂O（g）△H=-241.8kJ•mol^-1
②C（s）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═CO（g）△H=-110.5kJ•mol^-1
寫出焦炭與水蒸氣反應(yīng)的熱化學(xué)方程式：C（s）+H₂O（g）=CO（g）+H₂（g）△H=+131.3kJ•mol^-1．
（2）工業(yè)上通過Cl₂（g）+CO（g）?COCl₂（g）制備光氣（COCl₂）．圖1為此反應(yīng)的反應(yīng)速率隨溫度變化的曲線，圖2為某次模擬實驗研究過程中固定體積容器內(nèi)各物質(zhì)的濃度隨時間變化的曲線．回答下列問題：

①0-6min內(nèi)，反應(yīng)的平均速率v（Cl₂）=0.15mol•L^-1•min^-1；
②下列說法能判斷該反應(yīng)達到化學(xué)平衡狀態(tài)的是AB．（填字母）
A．體系中Cl₂的轉(zhuǎn)化率不變          B．體系中氣體的平均摩爾質(zhì)量不再改變
C．每消耗1mol CO的同時生成1mol COCl₂   D．混合氣體密度不變
③比較第8min反應(yīng)溫度T（8）與第15min反應(yīng)溫度T（15）的高低：T（8）＜ T（15）
（填“＜”、“＞”或“=”）．
④若保持溫度不變，在第7min 向體系中加入這三種物質(zhì)各2mol，則平衡向右移動（填“向左”、“向右”或“不”）；
（3）若往20mL 0.0lmol•L^-l的弱酸HNO₂溶液中逐滴加入一定濃度的燒堿溶液，測得混合溶液的溫度變化如圖3所示，下列有關(guān)說法正確的是②③
①該燒堿溶液的濃度為0.02mol•L^-1
②該燒堿溶液的濃度為0.01mol•L^-1
③HNO₂的電離平衡常數(shù)：b點＞a點
④從b點到c點，混合溶液中一直存在：C（Na⁺）＞C（NO₂^-）＞C（OH^-）＞C（H⁺）

Answer 1

分析 （1）蓋斯定律的內(nèi)容為：化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱值與反應(yīng)的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與反應(yīng)進行的途徑無關(guān)；根據(jù)蓋斯定律，用第一個熱化學(xué)方程式減去第二個熱化學(xué)方程式可得焦炭與水蒸氣反應(yīng)的熱化學(xué)方程式；
（2）①由圖可知，6min時Cl₂的平衡濃度為0.3mol/L，變化為1.2mol/L-0.3mol/L=0.9mol/L，根據(jù)V=$\frac{△c}{△t}$進行計算；
②Cl₂（g）+CO（g）?COCl₂（g），反應(yīng)是氣體體積減小的反應(yīng)，化學(xué)反應(yīng)正逆反應(yīng)速率相同時反應(yīng)達到平衡狀態(tài)，各組分含量保持不變以及衍生的關(guān)系分析；
③第8min反應(yīng)處于平衡狀態(tài)，在第10分鐘時是改變溫度使平衡向逆反應(yīng)方向移動，由④升溫平衡向逆反應(yīng)方向移動，可知正反應(yīng)為放熱反應(yīng)，升高溫度平衡向逆反應(yīng)方向移動；
④原平衡時n（Cl₂）：n（CO）：n（COCl₂）=3：1：9，現(xiàn)在第7 min 加入體系中的三種物質(zhì)各2 mol，則反應(yīng)物的濃度增大程度大些，平衡正向移動；
（3）①②HNO₂是弱酸，次氯酸電離是吸熱反應(yīng)，酸堿中和反應(yīng)是放熱反應(yīng)，當(dāng)恰好完全中和時放出熱量最多，據(jù)此確定c（NaOH）；
③電離吸熱，溫度越高電離平衡常數(shù)越大；
④當(dāng)c（NaOH）較大時，可能出現(xiàn)：c（Na⁺）＞c（OH^-）＞c（NO₂^-）＞c（H⁺）．

解答 解：（1）已知：①H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═H₂O（g）；△H=-241.8kJ•mol^-1，
②C（s）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═CO（g）；△H=-110.5kJ•mol^-1，
利用蓋斯定律，將②-①可得：C（s）+H₂O（g）=CO（g）+H₂（g），△H=（-110.5kJ/mol）-（-241.8kJ/mol）=+13l.3 kJ/mol，
所以焦炭與水蒸氣反應(yīng)的熱化學(xué)方程式為：C（s）+H₂O（g）═CO（g）+H₂（g）；△H=+13l.3kJ•mol^-1，
故答案為：C（s）+H₂O（g）=CO（g）+H₂（g）△H=+131.3kJ•mol^-1；
（2）①由圖可知，6min時Cl₂的平衡濃度為0.3mol/L，變化為1.2mol/L-0.3mol/L=0.9mol/L，則V=$\frac{△c}{△t}$=$\frac{0.9mol/L}{6min}$=0.15 mol•L^-1•min ^-1，
故答案為：0.15 mol•L^-1•min ^-1；
②Cl₂（g）+CO（g）?COCl₂（g），反應(yīng)是氣體體積減小的反應(yīng)，
A．體系中Cl₂的轉(zhuǎn)化率不變說明反應(yīng)達到平衡狀態(tài)，故A正確；
B．反應(yīng)前后氣體物質(zhì)的量減小，氣體質(zhì)量不變，體系中氣體的平均摩爾質(zhì)量不再改變說明反應(yīng)達到平衡狀態(tài)，故B正確；
C．每消耗1mol CO的同時生成1mol COCl₂，只能說明反應(yīng)正向進行，不能說明反應(yīng)達到平衡狀態(tài)，故C錯誤；
D．氣體質(zhì)量和氣體體積不變，混合氣體密度始終不變，不能說明反應(yīng)達到平衡狀態(tài)，故D錯誤；
故答案為：AB．
③根據(jù)圖象，第8min反應(yīng)處于平衡狀態(tài)，在第10分鐘時是改變溫度使平衡向逆反應(yīng)方向移動，由④升溫平衡向逆反應(yīng)方向移動，可知正反應(yīng)為放熱反應(yīng)，升高溫度平衡向逆反應(yīng)方向移動，故T（8）＜T（15），
故答案為：＜；
④8min時，平衡時c（Cl₂）=0.3mol/L、c（CO）=0.1mol/L、c（COCl₂）=0.9mol/L，則原平衡時n（Cl₂）：n（CO）：n（COCl₂）=3：1：9，現(xiàn)在第7 min 加入體系中的三種物質(zhì)各2 mol，則反應(yīng)物的濃度增大程度大些，平衡正向移動，
故答案為：向右；
（3）①HNO₂是弱酸，次氯酸電離是吸熱反應(yīng)，酸堿中和反應(yīng)是放熱反應(yīng)，當(dāng)恰好完全中和時放出熱量最多，c（NaOH）=$\frac{0.020L×0.01mol/L}{0.020L}$=0.01mol/L；
故①錯誤，②正確；
③電離吸熱，溫度越高電離平衡常數(shù)越大，所以HNO₂的電離平衡常數(shù)：b點＞a點，故③正確；
④從b點到c點，當(dāng)C（NaOH）較大時，可能出現(xiàn)：c（Na⁺）＞c（OH^-）＞c（NO₂^-）＞c（H⁺），故④錯誤；
故答案為：②③；

點評 本題考查熱反應(yīng)方程式、化學(xué)平衡計算、化學(xué)平衡影響因素、化學(xué)平衡常數(shù)、反應(yīng)速率計算等，側(cè)重考查學(xué)生對圖象與數(shù)據(jù)的分析及計算能力，題目難度中等．