Question

(17分)运用化学反应原理研究碳、氮、硫元素及其化合物有重要意义。

（1）已知一定量的C单质能在O₂(g)中燃烧，其可能的产物及能量关系如图所示：

写出CO₂(g)与C(s)反应生成CO(g)的热化学方程式_______________________。

（2）汽车尾气净化过程中发生反应2NO(g)+2CO(g)N₂+2CO₂(g)  △H<0。一定条件下，向某密闭恒容容器中按体积比1：l充入44.8L(标准状况)NO和CO混合气体，发生上述反应，某同学根据反应过程中的有关数据绘制了如图所示曲线。

①下列关于上述反应过程的叙述正确的是 ________(填写字母代号)。

A．其它条件不变，加入催化剂，△H的值不变

B．及时除去二氧化碳，反应的正反应速率加快

C．NO、CO、N₂、CO₂浓度均不再变化，说明平衡未发生移动

D．混合气体的平均相对分子质量不再改变，证明反应达到化学平衡状态

②前10min内CO的平均反应速率为______，达平衡时NO的转化率为_____，能使上述平衡体系中增大的措施有__________(任写一条)。

（3）已知弱电解质在水中的电离平衡常数(25℃)如下表(单位省略)：

弱电解质	H2CO3	H2SO3	NH3·H2O
电离平衡常数	Ka1=4.2×10^－7 Ka2=5.6×10^－11	Ka1=1.54×10^－2 Ka2=1.02×10^－7	Kb=1.7×10^－5

①室温条件下。用敞口容器加热氨水一段时间，恢复至室温后，溶液中水的电离程度比加热前_______(填写“增大”、“减小”或“不变”)了．

②常温下，0.1 mo1·L^-1(NH₄)₂SO₄溶液呈_____(填“酸”、“中”、“碱”)性。

③常温下，测得某碳酸饮料的pH=6，则该饮料________。

Answer

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

（2）①AD；②0.03mol/(L ·min)，75%，降低温度，加压，增大CO的物质的量，从体系中分离出N2，选择两点即可；

（3）①增大；②酸性；③5.6×10-5。

【解析】

试题分析：（1）根据关系：①C(s)＋1/2O2(g)=CO(g) △H=－(393.5－283)kJ·mol－1=－110.5kJ·mol－1，②CO(g)＋1/2O2(g)=CO2(g) △H=－283kJ·mol－1，①－②得到：C(s)＋CO2(g)=2CO(g) △H=＋172.5kJ·mol－1；（2）①A、反应热只跟始态和终态有关，催化剂只是降低了活化分子的活化能，△H不变，正确；B、及时除去二氧化碳，瞬间正反应速率不变，随反应的进行正反应速率降低，错误；C、浓度均不再变化，说明平衡已经建立，错误；D、M=m/n，反应前后气体的质量不变，m不变，反应前后气体物质的量不同，当M不再改变说明平衡已经建立，正确，选项AD符合题意；②10minCO2的反应速率v(CO2)=0.3/10=0.03mol/(L ·min)反应速率之比等于系数之比，v(CO)=v(CO2)=0.03mol/(L ·min)，生成0.3mol·L－1CO2，消耗0.3mol·L－1的NO，NO的总量是0.3＋0.1=0.4mol/l，转化率=0.3/0.4×100%=75%，能使此比值增大，平衡右移，因为此反应是放热反应，可以降低温度，反应前气体系数之和小于反应后的，还可以增大压强，有利于平衡右移，增大CO的浓度，平衡右移，比值也增大，或者从体系中分离出N2，同样有利于平衡右移，比值增大；（3）①加热氨水，氨水挥发，溶液中氨水的浓度减小，减弱了对水电离的抑制，所以溶液中水的电离程度增大；②硫酸铵属于强酸弱碱盐，水溶液显酸性；③Ka2=c(CO32－)×c(H＋)/c(HCO3－)，c(CO32－)/c(HCO3－)=Ka2/c(H＋)=5.6×10－11/10－6=5.6×10-5。

考点：考查反应热的计算、影响化学反应速率和平衡的因素、弱电解质等知识。