Question

13．工業上利用CO和水蒸氣在一定條件下發生反應制取氫氣：
CO（g）+H₂O（g）=CO₂（g）+H₂（g）△H=-41kJ/mol
某小組研究在相同溫度下該反應過程中的能量變化．他們分別在體積均為V L的兩個恒溫恒容密閉容器中加入一定量的反應物，使其在相同溫度下發生反應．相關數據如下：

容器編號	起始時各物質物質的量/mol				達到平衡的時間/min	達平衡時體系能量的變化/kJ
	CO	H2O	CO2	H2
①	1	4	0	0	t1		放出熱量：32.8 kJ
②	2	8	0	0	t2		放出熱量：Q

（1）該反應過程中，反應物分子化學鍵斷裂時所吸收的總能量小于（填“大于”、“小于”或“等于”）生成物分子化學鍵形成時所釋放的總能量．
（2）容器①中反應達平衡時，CO的轉化率為80%．
（3）計算容器②中反應的平衡常數k=1
（4）下列敘述正確的是a（填字母序號）．
a．平衡時，兩容器中H₂的體積分數相等
b．容器②中反應達平衡狀態時，Q＞65.6kJ
c．反應開始時，兩容器中反應的化學反應速率相等
d．容器①中，化學反應速率為：v（H₂O）=$\frac{4}{{Vt}_{1}}$mol/（L•min）
（5）已知：2H₂ （g）+O₂ （g）=2H₂O （g）△H=-484kJ/mol，寫出CO完全燃燒生成CO₂的熱化學方程式：2CO（g）+O₂（g）﹦2CO₂（g）△H=-566kJ/mol．
（6）容器①中反應進行到t min時，測得混合氣體中CO₂的物質的量為0.6mol．若用200mL 5mol/L的NaOH溶液將其完全吸收，反應的離子方程式為（用一個離子方程式表示）3CO₂+5OH^-═2CO₃^2-+HCO₃^-+2H₂O．

Answer 1

分析 （1）正反應為放熱反應，則斷鍵吸收的總能量小于成鍵放出的總能量；
（2）平衡時放出熱量為32.8 kJ，則參加反應的CO為$\frac{32.8kJ}{41kJ/mol}$=0.8mol，進而計算CO轉化率；
（3）容器①、②溫度相同，平衡常數相同，根據容器①中消耗CO物質的量，計算平衡時各物質的物質的量，反應前后氣體體積不變，用物質的量代替濃度代入K=$\frac{c（C{O}_{2}）×c（{H}_{2}）}{c（CO）×c（{H}_{2}O）}$計算平衡常數；
（4）a．容器①、②中CO、H₂O起始物質的量之比均為1：4，反應前后氣體體積不變，恒溫恒容下二者為等效平衡，平衡時同種物質的含量相等；
b．容器①、②為等效平衡，平衡時CO轉化率相等，計算容器②中反應CO的物質的量，結合熱化學方程式計算放出的熱量；
c．濃度越大，反應速率越快；
d．由方程式可知生成的水的物質的量等于消耗CO物質的量，根據v=$\frac{△c}{△t}$計算v（H₂O）；
（5）已知：①CO（g）+H₂O（g）═CO₂（g）+H₂（g）△H=-41kJ/mol
②2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O （g）△H=-484kJ/mol，
根據蓋斯定律，①×2+②可得：2CO（g）+O₂（g）﹦2CO₂（g）；
（6）（6）容器①中反應進行到t min時，測得混合氣體中CO₂的物質的量為0.6mol，n（NaOH）=0.2L×5mol/L=1mol，1：2＜n（CO₂）：n（NaOH）=0.6：1=3：5＜1：1，故生成Na₂CO₃、NaHCO₃，根據鈉離子守恒、碳原子守恒列方程計算Na₂CO₃、NaHCO₃的物質的量，進而書寫離子方程式．

解答 解：（1）正反應為放熱反應，反應物分子化學鍵斷裂時所吸收的總能量小于生成物分子化學鍵形成時所釋放的總能量，
故答案為：小于；
（2）平衡時放出熱量為32.8 kJ，則參加反應的CO為$\frac{32.8kJ}{41kJ/mol}$=0.8mol，則CO轉化率為$\frac{0.8mol}{1mol}$×100%=80%，
故答案為：80%；
（3）容器①、②溫度相同，平衡常數相同，容器①中消耗CO物質的量為0.8mol，則：
             CO（g）+H₂O（g）═CO₂（g）+H₂（g）
起始量（mol）：1      4         0       0
變化量（mol）：0.8    0.8       0.8     0.8
平衡量（mol）：0.2    3.2       0.8     0.8
反應前后氣體體積不變，用物質的量代替濃度計算平衡常數，則K=$\frac{c（C{O}_{2}）×c（{H}_{2}）}{c（CO）×c（{H}_{2}O）}$=$\frac{0.8×0.8}{0.2×3.2}$=1，
故答案為：1；
（4）a．容器①、②中CO、H₂O起始物質的量之比均為1：4，反應前后氣體體積不變，恒溫恒容下二者為等效平衡，兩容器中H₂的體積分數相等，故a正確；
b．容器①、②為等效平衡，平衡時CO轉化率相等，容器②中反應CO的物質的量為2mol×80%=1.6mol，放出的熱量為1.6mol×41kJ/mol=65.6kJ，故b錯誤；
c．容器②中反應物起始濃度比①中的大，故容器②中開始反應速率較快，故c錯誤；
d．由方程式可知生成的水的物質的量等于消耗CO物質的量，則v（H₂O）=$\frac{\frac{0.8mol}{VL}}{{t}_{1}min}$=$\frac{0.8}{V{t}_{1}}$mol/（L．min），故d錯誤，
故選：a；
（5）已知：①CO（g）+H₂O（g）═CO₂（g）+H₂（g）△H=-41kJ/mol
②2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O （g）△H=-484kJ/mol，
根據蓋斯定律，①×2+②可得：2CO（g）+O₂（g）﹦2CO₂（g）△H=-566kJ/mol，
故答案為：2CO（g）+O₂（g）﹦2CO₂（g）△H=-566kJ/mol； 
（6）容器①中反應進行到t min時，測得混合氣體中CO₂的物質的量為0.6mol，n（NaOH）=0.2L×5mol/L=1mol，1：2＜n（CO₂）：n（NaOH）=0.6：1=3：5＜1：1，故生成Na₂CO₃、NaHCO₃，設Na₂CO₃、NaHCO₃的物質的量分別為xmol、ymol，則$\left\{\begin{array}{l}{x+y=0.6}\\{2x+y=1}\end{array}\right.$，解得x=0.4，y=0.2，故反應離子方程式為：3CO₂+5OH^-═2CO₃^2-+HCO₃^-+2H₂O；
故答案為：3CO₂+5OH^-═2CO₃^2-+HCO₃^-+2H₂O．

點評 本題考查化學平衡計算與影響因素、平衡常數、蓋斯定律應用、離子方程式書寫等，注意理解效平衡規律：1、恒溫恒容，反應前后氣體體積不等，按化學計量數轉化一邊，對應物質滿足等量；反應前后氣體體積相等，按化學計量數轉化一邊，對應物質滿足等比，2：恒溫恒壓，按化學計量數轉化一邊，對應物質滿足等比．