Question

6．（1）人們常用催化劑來選擇反應進行的方向．如圖所示為一定條件下1mol CH₃OH與O₂發生反應時，生成CO、CO₂或HCHO的能量變化圖[反應物O₂（g）和生成物H₂O（g）略去]．
①在有催化劑作用下，CH₃OH與O₂反應主要生成HCHO（填“CO、CO₂”或“HCHO”）．2HCHO（g）+O₂（g）=2CO（g）+2H₂O（g）△H=-470KJ•mol^-1．
②甲醇制取甲醛可用Ag作催化劑，含有AgCl會 影響Ag催化劑的活性．用氨水可以溶解除去其中的AgCl，寫出該反應的離子方程式：AgCl+2NH₃•H₂O=Ag（NH₃）₂⁺+Cl^-+2H₂O或AgCl+2NH₃=Ag（NH₃）₂⁺+Cl^-．
（2）已知：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H＜0CH₃OH（g）△H=-a kJ•mol^-1．
①經測定不同溫度下該反應的平衡常數如下：

溫度（℃）	250	300	350
K	2.041	0.270	0.012

若某時刻、250℃測得該反應的反應物與生成物的濃度為c（CO）=0.4mol•L^-1、c（H₂）=0.4mol•L^-1、c（CH₃OH）=0.8mol•L^-1，則此時v_正＜v_逆（填“＞”、“＜”或“=”）．
②某溫度下，在體積固定的2L的密閉容器中將1mol CO和2mol H₂混合，測得不同時刻的反應前后壓強關系如下：

時間（min）	5	10	15	20	25	30
壓強比（P后/P前）	0.98	0.90	0.80	0.70	0.70	0.70

則0～15min，用H₂表示的平均反應速率為0.02 mol•（ L•min）^-1，達到平衡時CO的轉化率為45%．
（3）利用鈉堿循環法可除去SO₂，消除SO₂對環境的污染．吸收液吸收SO₂的過程中，pH隨n（SO₃^2-）：n（HSO₃^-）變化關系如下表：

n（SO32-）：n（HSO3-）	91：9	1：1	1：91
pH	8.2	7.2	6.2

根據上表判斷NaHSO₃溶液顯酸性性．
②在NaHSO₃溶液中離子濃度關系正確的是ac （填字母）．
a．c（Na⁺）＞c（HSO₃^-）＞c（H⁺）＞c（SO₃^2-）＞c（OH^-）
b．c（Na⁺）=2c（SO₃^2-）+c（HSO₃^-）
c．c（H₂SO₃）+c（H⁺）=c（SO₃^2-）+（OH^-）
d．c（ Na⁺）+c（H⁺）=c（SO₃^2-）+c（HSO₃^-）+c（OH^-）

Answer 1

分析 （1）①使用催化劑可以降低反應的活化能，活化能越低，普通分子越容易轉化成活化分子，反應越容易，反應速率越快；
根據圖表可知2HCHO（g）+O₂（g）═2CO（g）+2H₂O（g）中反應物能量高，生成物能量低，故該反應為放熱反應，由圖可知1mol甲醛反應放出熱量為（676-158-283）kJ；
②氯化銀中加入氨水，發生絡合反應生成銀氨絡合離子；
（2）①計算濃度商，與化學平衡常數相對大小確定反應方向，如果Qc=K，處于平衡狀態，Qc＜K，反應向正反應進行，Qc＞K，反應向逆反應進行；
②溫度、體積不變的可逆反應中，氣體的壓強之比等于其物質的量之比，據此計算反應后氣體體積的物質的量，從而計算氫氣反應的物質的量，再根據v=$\frac{\frac{△n}{V}}{△t}$計算反應速率；
20min處于平衡，計算平衡時總物質的量，再利用差量法計算參加反應CO物質的量，進而計算CO轉化率；
（3）①由表格中的數據可知，HSO₃^-越多，酸性越強，則電離生成氫離子；
②a．亞硫酸氫根離子電離程度大于水解程度，溶液呈酸性，但電離和水解程度都較小，水還電離出氫離子；
b．根據物料守恒得c（Na⁺）=c（SO₃^2-）+c（HSO₃^-）+c（H₂SO₃），亞硫酸氫根離子電離程度大于水解程度，所以c（SO₃^2-）＞c（H₂SO₃）；
c．溶液中存在電荷守恒c（Na⁺）+c（H⁺）=2c（SO₃^2-）+c（HSO₃^-）+c（OH^-），物料守恒c（Na⁺）=c（SO₃^2-）+c（HSO₃^-）+c（H₂SO₃）；
d．根據電荷守恒得c（Na⁺）+c（H⁺）=2c（SO₃^2-）+c（HSO₃^-）+c（OH^-）．

解答 解：（1）①根據圖象可以看出轉化成甲醛時活化能最低，使用催化劑時主要產物為HCHO；
2HCHO（g）+O₂（g）═2CO（g）+2H₂O（g）該反應為放熱反應，△H=-2（676-158-283）=-470KJ•mol^-1，
故答案為：HCHO；-470KJ•mol^-1；
②氯化銀與氨水發生絡合反應的離子方程式：AgCl+2NH₃•H₂O=Ag（NH₃）₂⁺+Cl^-+2H₂O或者AgCl+2NH₃=Ag（NH₃）₂⁺+Cl^-，
故答案為：AgCl+2NH₃•H₂O=Ag（NH₃）₂⁺+Cl^-+2H₂O或AgCl+2NH₃=Ag（NH₃）₂⁺+Cl^-；
（2）①濃度商Qc=$\frac{0.8}{0.4×0．{4}^{2}}$=12.5＞2.041，則平衡向逆反應方向移動，所以反應速率v_正＜v_逆，
故答案為：＜；
②溫度、體積不變的可逆反應中，氣體的壓強之比等于其物質的量之比，15min壓強比（P_后/P_前）=0.80，則反應后氣體的物質的量=3mol×0.80=2.40mol，氣體減少的物質的量=3mol-2.4mol=0.6mol，CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）中根據氣體減少的物質的量與氫氣之間的關系式知，參加反應的氫氣的物質的量0.6mol，則氫氣的反應速率=$\frac{\frac{0.6mol}{2L}}{15min}$=0.02 mol•（ L•min）^-1；
20min處于平衡狀態，此時混合氣體總物質的量為3mol×0.7=2.1mol，故氣體減少的物質的量=3mol-2.1mol=0.9mol，由于1molCO反應總物質的量減小2mol，則參加反應的CO的物質的量=$\frac{0.9mol}{2}$=0.45mo，則CO的轉化率=$\frac{0.45mol}{1mol}$=45%，
故答案為：0.02 mol•（ L•min）^-1；45%；
（3）①由表格中的數據可知，HSO₃^-越多，酸性越強，則電離生成氫離子，電離方程式為HSO₃^-?H⁺+SO₃^2-，顯酸性是因其電離大于其水解，
故答案為：酸；
②a．亞硫酸氫根離子電離程度大于水解程度，溶液呈酸性，但電離和水解程度都較小，水還電離出氫離子，所以該溶液中離子濃度大小順序是c（Na⁺）＞c（HSO₃^-）＞c（H⁺）＞c（SO₃^2-）＞c（OH^-），故a正確；
b．根據物料守恒得c（Na⁺）=c（SO₃^2-）+c（HSO₃^-）+c（H₂SO₃），亞硫酸氫根離子電離程度大于水解程度，所以c（SO₃^2-）＞c（H₂SO₃），所以c（Na⁺）＜2c（SO₃^2-）+c（HSO₃^-），故b錯誤；
c．溶液中存在電荷守恒c（Na⁺）+c（H⁺）=2c（SO₃^2-）+c（HSO₃^-）+c（OH^-），物料守恒c（Na⁺）=c（SO₃^2-）+c（HSO₃^-）+c（H₂SO₃），所以得c（H₂SO₃）+c（H⁺）=c（SO₃^2-）+（OH^-），故c正確；
d．根據電荷守恒得c（Na⁺）+c（H⁺）=2c（SO₃^2-）+c（HSO₃^-）+c（OH^-），故d錯誤；
故選：ac．

點評 本題考查化學平衡計算、平衡常數應用、反應熱計算、離子濃度大小比較等，是對學生綜合能力的考查，需要學生具備扎實的基礎與靈活運用能力，題目難度中等．