Question

【題目】工業上“固定”和利用CO2能有效地減輕“溫室效應”。

I．工業上正在研究利用CO2來生產甲醇燃料的方法，該方法的化學方程式是：CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g) △H=-49.0kJmol﹣1，某科學實驗將6molCO2和8 molH2充入一容積為2L的密閉容器中(溫度保持不變)，測得H2的物質的量隨時間變化如下圖中實線所示（圖中字母后的數字表示對應的坐標）：

回答下列問題：

（1）以下說法不正確的是（__________）

A．0～1min的平均反應速率大于3～4min的平均反應速率

B．達到平衡時H2的轉化率為75%

C． 在其它條件不變時，若提高反應的溫度正反應速率增大，逆反應速率減小

（2）該反應在0 ～8 min內CO2的平均反應速率是_______。

（3）該反應的平街常數K=______________。

（4）僅改變某一條件再進行實驗，測得H2的物質的量隨時間變化如圖中虛線所示。與實線相比，虛線I改變的條件可能是_________。若實線對應條件下平衡常數為K，虛線I對應條件下平衡常數為K1，虛線II對應條件下平衡常數為K2，則K、K1和K2的大小關系是____。

II．己知25℃時，乙酸和碳酸的電離平衡常數如下表：

物質的化學式	CH3COOH	H2CO3
電離平衡常數	K=1.8×10－5	K1=4.3×10－7	K2=5.6×10－11

（1）用飽和氨水吸收CO2可得到NH4HCO3溶液，若已知CH3COONH4溶液pH=7，則(NH4)2CO3溶液顯_____(填“酸性”、“堿性”或“中性”)。

（2）25℃時，在0．lmolL﹣1乙酸溶液中加入一定量的NaHCO3，保持溫度不變，所得混合液的pH=6，那么混合液中=_______；該混合溶液中的離子濃度由大到小的順序為：________________。

Answer 1

【答案】C 0.125mol·L﹣1·min﹣1 0.5L2·mol﹣2 升溫 K=K2>K1 堿性 18 c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)

【解析】

I．（1）根據圖像中曲線的斜率，可判斷速率的大小；根據圖像中氫氣的物質的量變化可求氫氣的轉化率；溫度升高，反應速率增大，和反應吸放熱無關；

（2）二氧化碳的變化量和氫氣的變化量之比等于方程式的計量數之比；

（3）用三段式求平衡常數；

（4）根據平衡時氫氣的物質的量和原平衡相比以及達到平衡所需的時間判斷改變的條件，化學平衡常數只和溫度有關；

II．（1）用越弱越水解解答；

（2）用電離平衡常數解答。

（1）A. 斜率越大，反應速率越快；由圖像可知0～1min曲線的斜率大于3～4min的曲線斜率，因而0～1min的平均反應速率大于3～4min的平均反應速率，A項正確；

B. 根據圖象可知反應進行到8min時達到平衡狀態，此時氫氣的物質的量的變化量為6mol，此時H2的轉化率為×100%=75%，B項正確；

C. 該反應為放熱反應，升高溫度正逆反應速率均增大，但平衡逆向移動，C項錯誤；

答案選C；

（2）在0 ～8 min內， 氫氣的物質的量的變化量為6mol，變化量之比等于化學計量數之比，故二氧化碳的物質的量的變化量為2mol，則v===0.125 mol·L﹣1·min﹣1；

（3）由三段法可知

CO2(g) + 3H2(g) CH3OH(g) + H2O(g)

始（mol/L） 3 4 0 0

轉（mol/L） 1 3 1 1

平（mol/L） 2 1 1 1

反應的平街常數K===0.5L2·mol﹣2;

（4）由曲線I知，達到平衡的時間縮短，且到達平衡時氫氣的濃度增大，說明平衡逆向移動，該反應為放熱反應，升高溫度能加快反應速率并使平衡逆移，因此虛線I改變的條件可能是升高溫度；由曲線II知，達到平衡的時間縮短，且到達平衡時氫氣的濃度減小，說明平衡正移，改變的條件為增大了壓強，平衡常數只與溫度有關，因此K=K2，該反應為放熱反應，升高溫度平衡常數數值減小，因此有K=K2>K1；

II．（1）由電離平衡常數可知酸性CH3COOH> H2CO3> HCO3-，CO32-的水解程度更大，又因CH3COONH4溶液pH=7，可知CH3COOH的電離程度等于一水合氨的電離程度，因此(NH4)2CO3溶液顯堿性；

（2）所得混合液的pH=6，c(H+)=10-6mol/L，醋酸的電離平衡常數K=1.8×10－5，則有K==1.8×10-5，解得=18；乙酸溶液中加入一定量的NaHCO3，混合液顯酸性，說明溶液中從c(H+)>c(OH-),且溶液中CH3COO-電離程度大于水解程度，故c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)。