Question

【題目】(1)甲醇是重要的溶劑和替代燃料，工業上用CO和H2在一定條件下制備的反應：，在體積為1L的恒容密閉容器中，充2molCO和，一定條件下發生上述反應，測得和的濃度隨時間變化如圖所示。

①從反應開始到5min，用一氧化碳表示的平均反應速率υ（CO）=______。

②下列說法正確的是______。

A.達到平衡時，的轉化率為

B.5min后容器中混合氣體的平均相對分子質量不再改變

C.達到平衡后，再充入氨氣，反應速率減小

D.2min前υ（正）>υ（逆），2min后υ（正）<υ（逆）

(2)一定溫度下，將與以體積比1：2置于密閉容器中發生反應：

，達到平衡時的體積分數為，該反應的平衡常數______。

(3)碳與水蒸氣反應制取的相關反應如下：

Ⅰ

Ⅱ

Ⅲ

①計算反應的______

②對于可逆反應，采取以下措施可以提高產率的是______。

A.降低體系的溫度

B.壓縮容器的體積

C.增加CaO的量

D.選用適當的催化劑

(4)以甲醇為燃料，為氧化劑，KOH溶液為電解質溶液，可制成燃料電池電極材料為惰性電極。若KOH溶液足量，寫出此燃料電池負極的電極反應式：______；

(5)若往20mL的弱酸溶液中逐滴加入一定濃度的燒堿溶液，測得混合溶液的溫度變化如圖所示，下列有關說法正確的是______

①該燒堿溶液的濃度為

②該燒堿溶液的濃度為

③的電離平衡常數：b點點

④從b點到c點，混合溶液中一直存在：c(Na+)>c(NO2-)>c(OH-)>c(H+)

Answer 1

【答案】 B A ②③

【解析】

（1）①根據圖像中數據和化學反應速率的公式計算；

②結合圖像和有關數據關系進行計算，根據化學平衡狀態的標志分析判斷；

（2）根據三段式進行計算；

（3）①根據蓋斯定律進行計算；

②根據影響化學平衡移動的因素分析判斷；

（4）CH3OH在負極發生失電子的氧化反應，據此書寫電極反應式；

（5）b點溫度最高，說明此時NaOH與NaNO2恰好完全反應，據此分析判斷。

（1）①根據圖像，υ（CO）=mol/(L·min)=0.3 mol/(L·min)；

②A.到達平衡時，消耗氫氣的物質的量濃度為2×(2－0.5)mol·L－1=3mol·L－1，氫氣的轉化率為×100%=75%，選項A錯誤；

B.混合氣體的質量始終不變，但該反應是氣體物質的量減少的反應，因此混合氣體的平均相對分子質量不變時，說明達到平衡，在5min時，反應達到平衡，選項B正確；

C.恒容狀態下，充入NH3，各組分濃度不變，化學反應速率不變，選項C錯誤；

D.5min時反應達到平衡，5min前都為υ( 正)>υ(逆)，選項D錯誤；

答案選B；

（2）因為該反應反應前后氣體分子數不變，則令NO2的物質的量濃度為1mol/L，SO2的物質的量為2mol/L，

根據題意得出×100%=25%，解得x=0.75，根據化學平衡常數的定義，，因此有K==1.8；

（3）①根據蓋斯定律，由I+II＋III得出△H=(131－43－178.3)kJ·mol－1=－90.3kJ·mol－1；

②A.正反應是放熱反應，降低溫度，平衡向正反應方向進行，氫氣的產率增加，選項A可采取；

B.反應前后氣體系數之和相等，壓縮容器的體積，平衡不移動，即H2的產率不變，選項B不可采取；

C.CaO是固體，濃度視為常數，即增加CaO量，平衡不移動，H2的產率不變，選項C不可采取；

D.催化劑對平衡的移動無影響，H2的產率不變，選項D不可采取；

答案選A；

（4）以甲醇為燃料，為氧化劑，KOH溶液為電解質溶液，通甲醇一極為負極，負極電極反應式為；

（5）①②當加入20mL氫氧化鈉溶液時，溫度達到最高，兩者恰好完全反應，則NaOH的濃度為0.01mol·L-1，①錯誤、②正確；③電離平衡常數受溫度的影響，弱電解質的電離是吸熱過程，升高溫度促進電離，b點溫度比a點高，因此b點HNO2的電離平衡常數比a點大，③正確；④從b點到c點，在c點溶液中溶質為NaNO2和NaOH，且兩者物質的量相等，此時的離子濃度大小順序是：c(Na＋)>c(OH－)>c(NO2－)>c(H＋)，④錯誤；

答案選②③。