Question

【題目】研究氮氧化物與懸浮在大氣中海鹽粒子的相互作用時，涉及如下反應：

2NO2（g）+NaCl（s）NaNO3（s）+ClNO（g）+Q1 K1 （Ⅰ）

2NO（g）+Cl2（g）2ClNO（g）+Q2 K2 （Ⅱ）

（1）4NO2（g）+2NaCl（s）2NaNO3（s）+2NO（g）+Cl2（g）的平衡常數K=____（用含K1、K2的代數式表示）．

（2）為研究不同條件對反應（Ⅱ）的影響，在恒溫條件下，向2L恒容密閉容器中加入0.2mol NO和0.1mol Cl2，10min時反應（Ⅱ）達到平衡．測得在10min內v（ClNO）=7.5×10﹣3molL﹣1min﹣1，則平衡后n（Cl2）=_____mol，NO的轉化率а1=____．其它條件保持不變，反應（Ⅱ）在恒壓條件下進行，平衡時NO的轉化率а2____а1（填“＞”“＜”或“=”），平衡常數K2____（填“增大”“減小”或“不變”）．若要使K2減小，可采用的措施是____．

（3）實驗室可用NaOH溶液吸收NO2，反應為2NO2+2NaOH→NaNO3+NaNO2+H2O．含0.2mol NaOH的水溶液與0.2mol NO2恰好完全反應得1L溶液A，溶液B為0.1molL﹣1的CH3COONa溶液，則兩溶液中c（NO3﹣）、c（NO2﹣）和c（CH3COO﹣）由大到小的順序為____．（已知HNO2的電離常數Ka=7.1×10﹣4molL﹣1，CH3COOH的電離常數Ka=1.7×10﹣5molL﹣1，可使溶液A和溶液B的pH相等的方法是____．

a 向溶液A中加適量水 b 向溶液A中加適量NaOH

c 向溶液B中加適量水 d 溶液B中加適量NaOH．

Answer 1

【答案】 0.025 75% ＞ 不變 升高溫度 c（NO3﹣）＞c（NO2﹣）＞c（CH3COO﹣） bc

【解析】

（1）結合已知反應化學方程式判斷與4NO2（g）+2NaCl（s）2NaNO3（s）+2NO（g）+Cl2（g）的關系，結合平衡常數表達式計算得到平衡常數關系；

（2）依據平衡三段式列式計算，依據反應速率概念計算V=、轉化率概念的計算，轉化率=×100%，反應（Ⅱ）在恒壓條件下進行，隨反應進行，氣體體積減小，為保持恒壓所以容器體積減小，壓強比恒容容器大，平衡正向進行，平衡時NO的轉化率α2增大；平衡常數隨溫度變化，不隨濃度、壓強變化，若要使K2減小，平衡逆向進行，反應是放熱反應，依據平衡移動原理應升高溫度，平衡逆向進行，平衡常數隨溫度變化；

（3）0.2mol NaOH的水溶液與0.2mol NO2恰好完全反應得1L溶液A，反應為2NO2+2NaOH═NaNO3+NaNO2+H2O，得到溶液中NaNO3物質的量濃度為0．1mol/L，NaNO2物質的量為0.1mol/L，溶液B為0.1molL-1的CH3COONa溶液，已知HNO2的電離常數Ka=7.1×10-4molL-1，CH3COOH的電離常數Ka=1.7×10-5molL-1，說明CH3COOH酸性小于HNO2的酸性，對應陰離子水解程度大．

(1) 2NO2（g）+NaCl（s）NaNO3（s）+ClNO（g）+Q1 K1 （Ⅰ）

2NO（g）+Cl2（g）2ClNO（g）+Q2 K2 （Ⅱ）

由I×2II得到4NO2(g)+2NaCl(s)2NaNO3(s)+2NO(g)+Cl2(g)，則K=，

故答案為：；

(2)在恒溫條件下，向2L恒容密閉容器中加入0.2molNO和0.1molCl2，10min時反應(Ⅱ)達到平衡，測得10min內v(ClNO)=7.5×103 molL﹣1min﹣1，物質的量為7.5×103 molL﹣1min﹣1×10min×2L=0.15mol，

2NO(g)+Cl2(g)2ClNO(g)，

起始量(mol)0.2 0.1 0

變化量(mol)0.15 0.0750.15

平衡量(mol)0.05 0.0250.15

則平衡后n(Cl2)=0.025mol，

NO的轉化率α1=0.15mol÷0.2mol×100%=75%；

其他條件保持不變,反應(Ⅱ)在恒壓條件下進行,隨反應進行，氣體體積減小，為保持恒壓所以容器體積減小，壓強比恒容容器大，平衡正向進行，平衡時NO的轉化率α2增大；平衡常數隨溫度變化，不隨濃度、壓強變化，若要使K2減小，平衡逆向進行，反應是放熱反應，依據平衡移動原理應升高溫度，平衡逆向進行；

故答案為：0.025；75%；>；不變；升高溫度；

(3) 0.2mol NaOH的水溶液與0.2mol NO2恰好完全反應得1L溶液A，反應為2NO2+2NaOH═NaNO3+NaNO2+H2O，得到溶液中NaNO3物質的量濃度為0．1mol/L，NaNO2物質的量為0.1mol/L，溶液B為0.1molL-1的CH3COONa溶液，已知HNO2的電離常數Ka=7.1×10-4molL，CH3COOH的電離常數Ka=1.7×10-5molL-1，說明CH3COOH酸性小于HNO2的酸性，對應陰離子水解程度大，醋酸根離子和亞硝酸根離子水解，兩溶液中c(NO3﹣)、c(NO2﹣)和c(CH3COO﹣)由大到小的順序為：c（NO3﹣）＞c（NO2﹣）＞c（CH3COO﹣）；

使溶液A和溶液B的pH值相等的方法，依據溶液組成和性質分析，溶液A中NaNO3物質的量濃度為0.1mol/L，NaNO2物質的量為0.1mol/L，溶液B為0.1molL1的CH3COONa溶液，溶液B堿性大于A溶液；

a、上述分析可知，溶液B堿性大于A溶液，向溶液A中加適量水，稀釋溶液，堿性減小，不能調節溶液PH相同，故a不符合；

b、向溶液A中加適量NaOH，增大堿性，可以調節溶液pH相同，故b符合；

c、向溶液B中加適量水，稀釋溶液堿性減弱，可以調節溶液pH，故c符合；

d、溶液B堿性大于A溶液，向溶液B中加適量NaOH，溶液PH更大，不能調節溶液PH相同，故d不符合；

故答案為：c（NO3﹣）＞c（NO2﹣）＞c（CH3COO﹣）；bc。