Question

【題目】化學反應原理在科研和生產中有廣泛應用。

（1）用生物質熱解氣（主要成分為 CO、CH4、H2）將SO2在一定條件下還原為單質硫進行煙 氣脫硫。已知：①C（s）+O2（g）=CO2（g）ΔH1= -393.5 kJ·mol-1

②CO2（g）+C（s）=2CO（g） ΔH2= + 172.5 kJ·mol-1

③S（s）+O2（g）=SO2（g） ΔH3= -296.0kJ·mol-1

CO將SO2還原為單質硫的熱化學方程式為_______。

（2）CO可用于合成甲醇，一定溫度下，向體積為2L的密閉容器中加入CO和H2，發生 反應CO（g）+2H2（g）CH3OH（g），達到平衡后測得各組分的濃度如下：

①反應達到平衡時，CO的轉化率為_______。

②該反應的平衡常數值 K=_______。

③恒溫恒容條件下，可以說明反應已達到平衡狀態的是_______（填標號）。

A v 正（CO）=2v 逆（H2） B 混合氣體的密度不變

C 混合氣體的平均相對分子質量不變 D CH3OH、CO、H2 的濃度都不再發生變化

④若保持容器體積不變，再充入 0.6mol CO 和 0.4mol CH3OH，此時v正_______v逆（填“ >” 、< ”或“= ”）。

（3）在常溫下，亞硝酸HNO2的電離常數 Ka=7.1×10-4mol·L-1，NH3·H2O的電離常數 Kb=1.7×10-5mol·L-1。0.1mol·L-1 NH4NO2溶液中離子濃度由大到小的順序是__________，常溫下NO2-水解反應的平衡常數Kh=_______（保留兩位有效數字）。

Answer 1

【答案】2CO(g)+SO2(g)=2CO2(g)+S(s) ΔH=-270kJ·mol-1 40% CD = c(NO2-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-) 1.4×10-11

【解析】

（1）根據蓋斯定律分析，將幾個熱化學方程式即反應熱進行計算即可；

（2）列出反應的三段式進行分析；

（3）由題知，HNO2的電離常數大于NH3·H2O，則NH4NO2溶液中，NH4+的水解程度大于NO2-的水解程度，則溶液中c(NO2-)>c(NH4+)；Kh=。

（1）根據蓋斯定律可得，該反應=反應①-反應②-反應③，ΔH=ΔH1-ΔH2-ΔH3，即該反應的熱化學方程式為：2CO(g)+SO2(g)=2CO2(g)+S(s) ΔH=-270kJ·mol-1；

（2）該反應的三段式如下：

①α(CO)==40%；

②K===；

③A、平衡時，2v正(CO)=v逆(H2)； v正(CO)=2v逆(H2)是某一個點時，體系中的速率關系，且一定不是平衡時的速率關系，故該說法不能說明反應達到平衡，A錯誤；

B、根據質量守恒定律，反應體系的總質量始終不變，由于該反應是在恒容的容器中進行的，故反應體系的密度始終不變，故該說法不能說明反應達到平衡，B錯誤；

C、根據質量守恒定律，反應體系的總質量始終不變，但是反應體系的總物質的量在減小，即在反應體系達到平衡之前，反應體系的平均相對分子質量在增大，故當混合氣體的平均相對分子質量不再變化時，反應達到平衡，C正確；

D、反應體系的各組分的濃度不再變化時，反應達到平衡，D正確；

故選CD；

④保持容器體積不變，再充入0.6mol CO和0.4mol CH3OH，c(CO)=1.5mol·L-1，c(H2)=1.0mol·L-1，c(CH3OH)=1.0mol·L-1，Qc====K，則平衡不移動，即v正=v逆；

（3）由題知，HNO2的電離常數大于NH3·H2O，則NH4NO2溶液中，NH4+的水解程度大于NO2-的水解程度，故該溶液中各離子濃度由大到小為：c(NO2-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)；NO2-的水解平衡常數Kh=====1.4×10-11。