题目内容
关于下列各图的叙述不正确的是（ ）
| 化学方程式 | 平衡常数K |
| F2+H22HF | 6.5×1095 |
| Cl2+H22HCl | 2.6×1033 |
| Br2+H22HBr | 1.9×1019 |
| I2+H22HI | 8.7×102 |
| A、已知CO的燃烧热283kJ/mol，2H2（g）+O2（g）=2H2O（g）；△H=-483.6kJ/mol，则图甲表示CO和H2O（g）生成CO2和H2的能量变化 | ||
| B、某温度下，pH=11的NH3?H2O和pH=1的盐酸等体积混合后（不考虑混合后溶液体积的变化）恰好完全反应，反应后的溶液中NH4+、NH3?H2O与NH3三种微粒的平衡浓度之和为0.05mol?Lˉ1 | ||
| C、在常温下，X2（g）和H2反应生成HX的平衡常数如表乙所示，仅依据K的变化，就可以说明在相同条件下，平衡时X2（从F2到I2）的转化率逐渐降低，且X2与H2反应的剧烈程度逐渐减弱 | ||
D、图丙中曲线表示常温下向弱酸HA的稀溶液中加水稀释过程中，
|
分析：A、依据一氧化碳燃烧热写出热化学方程式结合盖斯定律计算得到CO和H2O（g）反应的热化学方程式分析判断；
B、依据酸碱反应量计算判断；
C、K值越大，说明反应的正向程度越大，即转化率越高，；反应的正向程度越小；
D、常温下向弱酸HA的稀溶液中加水稀释过程中，弱酸电离被促进，
比值增大．
B、依据酸碱反应量计算判断；
C、K值越大，说明反应的正向程度越大，即转化率越高，；反应的正向程度越小；
D、常温下向弱酸HA的稀溶液中加水稀释过程中，弱酸电离被促进，
| c(A-) |
| c(HA) |
解答：解：A、CO的燃烧热283kJ/mol，热化学方程式为：①CO（g）+
O2（g）=CO2（g）△H=-283kJ/mol；
②2H2（g）+O2（g）=2H2O（g）；△H=-483.6kJ/mol；
依据盖斯定律①-②÷2得到CO（g）+H2O（g）=CO2（g）+H2（g）△H=-41.2KJ/mol，图象符合，故A正确；
B、某温度下，pH=11的NH3?H2O氢氧根离子浓度为10-3mol/L，和pH=1的盐酸溶液中氢离子浓度为0.1mol/L；等体积混合后（不考虑混合后溶液体积的变化）恰好完全反应生成氯化铵浓度为0.05mol/L；依据氮元素守恒，反应后的溶液中NH4+、NH3?H2O与NH3三种微粒的平衡浓度之和为0.05mol?Lˉ1，故B正确；
C、K值越大，说明反应的正向程度越大，即转化率越高，；反应的正向程度越小，说明生成物越不稳定，越易分解，反应程度越小，但不能判断与氢气反应的剧烈程度故C错误；
D、常温下向弱酸HA的稀溶液中加水稀释过程中，弱酸电离被促进，
比值增大，符合图象分析，故D正确；
故选C．
| 1 |
| 2 |
②2H2（g）+O2（g）=2H2O（g）；△H=-483.6kJ/mol；
依据盖斯定律①-②÷2得到CO（g）+H2O（g）=CO2（g）+H2（g）△H=-41.2KJ/mol，图象符合，故A正确；
B、某温度下，pH=11的NH3?H2O氢氧根离子浓度为10-3mol/L，和pH=1的盐酸溶液中氢离子浓度为0.1mol/L；等体积混合后（不考虑混合后溶液体积的变化）恰好完全反应生成氯化铵浓度为0.05mol/L；依据氮元素守恒，反应后的溶液中NH4+、NH3?H2O与NH3三种微粒的平衡浓度之和为0.05mol?Lˉ1，故B正确；
C、K值越大，说明反应的正向程度越大，即转化率越高，；反应的正向程度越小，说明生成物越不稳定，越易分解，反应程度越小，但不能判断与氢气反应的剧烈程度故C错误；
D、常温下向弱酸HA的稀溶液中加水稀释过程中，弱酸电离被促进，
| c(A-) |
| c(HA) |
故选C．
点评：本题考查了热化学方程式和盖斯定律的计算应用，酸碱反应的计算分析，平衡常数的意义分析，弱电解质稀释的两种浓度大小比较，题目难度中等．
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