Question

【題目】關于下列各圖的敘述不正確的是( )

化學方程式	平衡常數K
F2 + H2 = 2HF	6.5×1095
Cl2 + H2 = 2HCl	2.6×1033
Br2 + H2 = 2HBr	1.9×1019
I2 + H2 = 2HI	8.7×102

A.已知CO的燃燒熱283kJ·mol-1，O2(g) +2 H2(g) = 2H2O(g) ΔH = －483.6 kJ·mol-1，則圖甲表示CO和H2O(g)生成CO2和H2的能量變化

B.某溫度下，pH =11的NH3H2O和pH =1的鹽酸等體積混合后(不考慮混合后溶液體積的變化)恰好完全反應，反應后的溶液中NH4+、NH3H2O與NH3三種微粒的平衡濃度之和為0.05molL-1

C.在常溫下，X2(g) 和 H2反應生成HX的平衡常數如表乙所示，僅依據K的變化，就可以說明在相同條件下，平衡時X2(從F2到I2)的轉化率逐漸降低，且X2與H2反應的劇烈程度逐漸減弱

D.圖丙中曲線表示常溫下向弱酸HA的稀溶液中加水稀釋過程中，的變化情況

Answer 1

【答案】C

【解析】

A. CO的燃燒熱283kJ·mol-1，熱化學方程式為：CO(g) + O2(g) = CO2(g) ΔH = －283 kJ·mol-1；O2(g) +2 H2(g) = 2H2O(g) ΔH = －483.6 kJ·mol-1；依據蓋斯定律第一個方程減去第二個方程的一半得到CO(g) + H2O(g) = CO2(g) + H2(g) ΔH = －41.2 kJ·mol-1，與圖象符合，故A正確；

B. 某溫度下，pH =11的NH3H2O氫氧根離子濃度為0.001 molL-1，和pH =1的鹽酸溶液中氫離子濃度為0.1 molL-1；等體積混合后(不考慮混合后溶液體積的變化)恰好完全反應生成氯化銨濃度為0.05 molL-1；依據物料守恒，反應后的溶液中NH4+、NH3H2O與NH3三種微粒的平衡濃度之和為0.05 molL-1，故B正確；

C. K值越大，說明反應的正向程度越大，即轉化率越高；反應的正向程度越小，說明生成物越不穩定，越易分解，反應程度越小，但不能判斷與氫氣反應的劇烈程度，故C錯誤；

D. 常溫下向弱酸HA的稀溶液中加水稀釋過程中，弱酸電離被促進，比值增大，符合圖象分析，故D正確；

綜上所述，答案為C。