题目内容
【题目】一定温度下,在三个体积均为0.5 L的恒容密闭容器中发生反应:CO(g)+Cl2(g)COCl2(g),其中容器Ⅰ中反应在5 min时达到平衡状态。
容器编号 | 温度/℃ | 起始物质的量/mol | 平衡物质的量/mol | ||
CO | Cl2 | COCl2 | COCl2 | ||
Ⅰ | 500 | 1.0 | 1.0 | 0 | 0.8 |
Ⅱ | 500 | 1.0 | a | 0 | 0.5 |
Ⅲ | 600 | 0.5 | 0.5 | 0.5 | 0.7 |
下列说法中正确的是
A. 容器Ⅰ中前5 min的平均反应速率v(CO)=0.16 mol·L-1·min-1
B. 该反应正反应为吸热反应
C. 容器Ⅱ中起始时Cl2的物质的量为0.55 mol
D. 若起始时向容器Ⅰ加入CO0.8mol、Cl20.8mol,达到平衡时CO转化率大于80%
【答案】C
【解析】
A.容器I中前5min的平均反应速率v(COCl2)==0.32mol/Lmin-1,依据速率之比等于计量系数之比,则V(CO)=V(COCl2)=0.32mol/Lmin-1,故A错误;
B.依据图中数据可知:Ⅱ和Ⅲ为等效平衡,升高温度,COCl2物质的量减小,说明平衡向逆向移动,则逆向为吸热反应,正向为放热反应,故B错误;
C.依据方程式:CO(g)+Cl2(g)C0Cl2(g),可知:
CO(g)+Cl2(g)C0Cl2(g)
起始浓度(mol/L) 2 2 0
转化浓度(mol/L)1.6 1.6 1.6
平衡浓度(mol/L)0.4 0.4 1.6
反应平衡常数K==10,平衡时CO转化率:×100%=80%;
依据Ⅱ中数据,结合方程式可知:
CO(g)+Cl2(g)C0Cl2(g)
起始浓度(mol/L) 2 2a 0
转化浓度(mol/L) 1 1 1
平衡浓度(mol/L) 1 2a-1 1
Ⅰ和Ⅱ温度相同则平衡常数相同则:K==10,解得:a=0.55mol,故C正确;
D.CO(g)+Cl2(g)C0Cl2(g)为气体体积减小的反应,若起始时向容器I加入CO0.8mol,Cl20.8mol,相当于给体现减压,减压平衡向系数大的方向移动,平衡转化率降低,小于80%,故D错误;
故答案为C。
【题目】I.部分弱酸的电离平衡常数如表:
弱酸 | HCOOH | HNO2 | H2S | H2SO3 | H2C2O4 | H2CO3 |
电离平衡常数(25℃) | K=1.8×10-4 | K=5.1×10-4 | K1=9.1×10-8 K2=1.1×10-12 | K1=1.23×10-2 K2=6.6×10-8 | K1=5.4×10-2 K2=5.4×10-5 | K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 |
(1)上表的6种酸进行比较,酸性最弱的是:___;HCOO-、S2-、HSO3-3种离子中,最难结合H+的是___。
II.已知在室温的条件下,pH均为5的H2SO4溶液和NH4Cl溶液,回答下列问题:
(1)两溶液中c(H+)·c(OH-)=___。
(2)各取5mL上述溶液,分别加水稀释至50mL,pH较大的是__溶液。
(3)各取5mL上述溶液,分别加热到90℃,pH较小的是___溶液。
(4)两溶液中由水电离出的c(H+)分别为:H2SO4溶液___;NH4Cl溶液__。
(5)取5mLNH4Cl溶液,加水稀释至50mL,c(H+)___10-6mol·L-1(填“>”、“<”或“=”),__(填“增大”、“减小”或“不变”)