Question

8．对大气污染物SO₂、CO、NO_x进行研究具有重要意义．请回答下列问题：
（1）为减少SO₂的排放，常采取的措施是将煤转化为清洁气体燃料．
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
写出焦炭与水蒸气反应的热化学方程式：C（s）+H₂O（g）=CO（g）+H₂（g）△H=+131.3kJ•mol^-1．
（2）工业上通过Cl₂（g）+CO（g）?COCl₂（g）制备光气（COCl₂）．图1为此反应的反应速率随温度变化的曲线，图2为某次模拟实验研究过程中固定体积容器内各物质的浓度随时间变化的曲线．回答下列问题：

①0-6min内，反应的平均速率v（Cl₂）=0.15mol•L^-1•min^-1；
②下列说法能判断该反应达到化学平衡状态的是AB．（填字母）
A．体系中Cl₂的转化率不变          B．体系中气体的平均摩尔质量不再改变
C．每消耗1mol CO的同时生成1mol COCl₂   D．混合气体密度不变
③比较第8min反应温度T（8）与第15min反应温度T（15）的高低：T（8）＜ T（15）
（填“＜”、“＞”或“=”）．
④若保持温度不变，在第7min 向体系中加入这三种物质各2mol，则平衡向右移动（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浓度的烧碱溶液，测得混合溶液的温度变化如图3所示，下列有关说法正确的是②③
①该烧碱溶液的浓度为0.02mol•L^-1
②该烧碱溶液的浓度为0.01mol•L^-1
③HNO₂的电离平衡常数：b点＞a点
④从b点到c点，混合溶液中一直存在：C（Na⁺）＞C（NO₂^-）＞C（OH^-）＞C（H⁺）

Answer 1

分析 （1）盖斯定律的内容为：化学反应的反应热值与反应的始态和终态有关，而与反应进行的途径无关；根据盖斯定律，用第一个热化学方程式减去第二个热化学方程式可得焦炭与水蒸气反应的热化学方程式；
（2）①由图可知，6min时Cl₂的平衡浓度为0.3mol/L，变化为1.2mol/L-0.3mol/L=0.9mol/L，根据V=$\frac{△c}{△t}$进行计算；
②Cl₂（g）+CO（g）?COCl₂（g），反应是气体体积减小的反应，化学反应正逆反应速率相同时反应达到平衡状态，各组分含量保持不变以及衍生的关系分析；
③第8min反应处于平衡状态，在第10分钟时是改变温度使平衡向逆反应方向移动，由④升温平衡向逆反应方向移动，可知正反应为放热反应，升高温度平衡向逆反应方向移动；
④原平衡时n（Cl₂）：n（CO）：n（COCl₂）=3：1：9，现在第7 min 加入体系中的三种物质各2 mol，则反应物的浓度增大程度大些，平衡正向移动；
（3）①②HNO₂是弱酸，次氯酸电离是吸热反应，酸碱中和反应是放热反应，当恰好完全中和时放出热量最多，据此确定c（NaOH）；
③电离吸热，温度越高电离平衡常数越大；
④当c（NaOH）较大时，可能出现：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，
利用盖斯定律，将②-①可得：C（s）+H₂O（g）=CO（g）+H₂（g），△H=（-110.5kJ/mol）-（-241.8kJ/mol）=+13l.3 kJ/mol，
所以焦炭与水蒸气反应的热化学方程式为：C（s）+H₂O（g）═CO（g）+H₂（g）；△H=+13l.3kJ•mol^-1，
故答案为：C（s）+H₂O（g）=CO（g）+H₂（g）△H=+131.3kJ•mol^-1；
（2）①由图可知，6min时Cl₂的平衡浓度为0.3mol/L，变化为1.2mol/L-0.3mol/L=0.9mol/L，则V=$\frac{△c}{△t}$=$\frac{0.9mol/L}{6min}$=0.15 mol•L^-1•min ^-1，
故答案为：0.15 mol•L^-1•min ^-1；
②Cl₂（g）+CO（g）?COCl₂（g），反应是气体体积减小的反应，
A．体系中Cl₂的转化率不变说明反应达到平衡状态，故A正确；
B．反应前后气体物质的量减小，气体质量不变，体系中气体的平均摩尔质量不再改变说明反应达到平衡状态，故B正确；
C．每消耗1mol CO的同时生成1mol COCl₂，只能说明反应正向进行，不能说明反应达到平衡状态，故C错误；
D．气体质量和气体体积不变，混合气体密度始终不变，不能说明反应达到平衡状态，故D错误；
故答案为：AB．
③根据图象，第8min反应处于平衡状态，在第10分钟时是改变温度使平衡向逆反应方向移动，由④升温平衡向逆反应方向移动，可知正反应为放热反应，升高温度平衡向逆反应方向移动，故T（8）＜T（15），
故答案为：＜；
④8min时，平衡时c（Cl₂）=0.3mol/L、c（CO）=0.1mol/L、c（COCl₂）=0.9mol/L，则原平衡时n（Cl₂）：n（CO）：n（COCl₂）=3：1：9，现在第7 min 加入体系中的三种物质各2 mol，则反应物的浓度增大程度大些，平衡正向移动，
故答案为：向右；
（3）①HNO₂是弱酸，次氯酸电离是吸热反应，酸碱中和反应是放热反应，当恰好完全中和时放出热量最多，c（NaOH）=$\frac{0.020L×0.01mol/L}{0.020L}$=0.01mol/L；
故①错误，②正确；
③电离吸热，温度越高电离平衡常数越大，所以HNO₂的电离平衡常数：b点＞a点，故③正确；
④从b点到c点，当C（NaOH）较大时，可能出现：c（Na⁺）＞c（OH^-）＞c（NO₂^-）＞c（H⁺），故④错误；
故答案为：②③；

点评 本题考查热反应方程式、化学平衡计算、化学平衡影响因素、化学平衡常数、反应速率计算等，侧重考查学生对图象与数据的分析及计算能力，题目难度中等．