Question

13．甲醇是一種可再生能源，具有開發(fā)和應用的廣闊前景，請回答下列問題：
（1）一定溫度下，在一恒容的密閉容器中，由CO和H₂合成甲醇：CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）．下列情形不能說明該反應已達到平衡狀態(tài)的是C（填序號）
A．每消耗1mol CO的同時生成2molH₂
B．混合氣體的平均摩爾質量不再變化
C．生成CH₃OH的速率與消耗CO的速率相等
D．容器的總壓強不再發(fā)生變化
（2）CO的平衡轉化率（α）與溫度、壓強的關系如圖1所示，B、C兩點的平衡常數(shù)K（B）＞K（C）（填“＞”、“=”或“＜”），你判斷的理由是由圖可知，隨著溫度的升高CO的轉化率降低，該反應為放熱反應，放熱反應的平衡常數(shù)隨溫度升高而減小，要在提高CO平衡轉化率的同時加快反應速率，可采取的措施是增大壓強或增大H₂的濃度（任寫一條）．
（3）向等物質的量濃度Na₂S、NaOH混合溶液中滴加稀鹽酸至過量．其中H₂S、HS^-、S^2-的分布分數(shù)（平衡時某物種的濃度占各物種濃度之和的分數(shù)）與滴加鹽酸體積的關系如圖2所示（忽略滴加過程H₂S氣體的逸出）．試分析：
①B曲線代表HS^-的分布分數(shù)變化；滴加過程中，溶液中一定成立：c（Na⁺）=c（Na⁺）=3[c（H₂S）+c（HS^-）+c（S^2-）]．（用溶液中的相關微粒濃度表示）
②若M點溶液pH約為7，則H₂S第一步的電離平衡常數(shù)K_a=1×10^-7．

Answer 1

分析 （1）達到化學平衡時，正逆反應速率相等，各個組分的濃度不隨著時間的變化而變化，根據(jù)化學平衡的特征，由此衍生出的一系列物理量都不變，據(jù)此來判斷；
（2）化學反應的平衡常數(shù)隨著溫度的變化而變化；增大壓強或增大H₂的濃度，可提高CO平衡轉化率的同時加快反應速率；
（3）①向等物質的量濃度Na₂S、NaOH混合溶液中滴加稀鹽酸，鹽酸和氫氧化鈉先反應，然后和硫化鈉反應，結合圖1所示H₂S、HS^-、S^2-的分布分數(shù)進行解答；NaHS的含量先增加后減少；根據(jù)物料守恒可求得滴加過程中，溶液中微粒濃度大小關系；
②根據(jù)電離平衡和水解規(guī)律可得M點時，溶液呈中性．

解答 解：（1）A．每消耗1molCO的同時生成2molH₂，能證明正逆反應速率是相等的，故A錯誤；
B、該反應是一個前后氣體系數(shù)和變化的反應，當混合氣體總物質的量不變，達到額化學平衡狀態(tài)，故B錯誤；
C．生成CH₃OH的速率與消耗CO的速率相等，不能證明正逆反應速率是相等的，此時不一定達到化學平衡，故c正確
D．CH₃OH、CO、H₂的濃度都不再發(fā)生變化，是化學平衡狀態(tài)的特征，故D錯誤．
故選C；
（2）根據(jù)圖中CO的平衡轉化率（α）與溫度、壓強的關系，當溫度升該時，一氧化碳的轉化率逐漸減小，所以化學平衡向左移動，所以平衡常數(shù)減小，又C點溫度比B高，所以K（B）＞K（C），增大壓強或增大H₂的濃度，可提高CO平衡轉化率的同時加快反應速率
故答案為：＞； 由圖可知，隨著溫度的升高CO的轉化率降低，該反應為放熱反應，放熱反應的平衡常數(shù)隨溫度升高而減小；增大壓強或增大H₂的濃度；
（3）①向等物質的量濃度Na₂S、NaOH混合溶液中滴加稀鹽酸，鹽酸和氫氧化鈉先反應，然后和硫化鈉反應，A表示含硫微粒濃度減小為S^2-，B先增加后減少為HS^-，C濃度一直在增加為H₂S，向等物質的量濃度Na₂S、NaOH混合溶液中滴加稀鹽酸，因體積相同，設Na₂S、NaOH各為1mol，則n（Na）=3n（S），溶液中含硫的微粒為HS^-、S^2-、H₂S，則c（Na⁺）=3[c（H₂S）+c（HS^-）+c（S^2-）]，或溶液中存在電荷守恒得到c（Na⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-）+c（HS^-）+2c（S^2-）-c（H⁺）；
故答案為：HS^-；c（Na⁺）=3[c（H₂S）+c（HS^-）+c（S^2-）]，或c（Na⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-）+c（HS^-）+2c（S^2-）-c（H⁺）；
②B為HS^-，C表示H₂S，當?shù)渭欲}酸至M點時，表示兩者含量相等，所以K_a=$\frac{c（HS）•c（{H}^{+}）}{c（{H}_{2}S）}$=c（H⁺）=1×10^-7，故答案為：1×10^-7．

點評 本題考查蓋斯離子濃度大小比較、平衡狀態(tài)判斷等，側重于學生的分析能力的考查，為高考常見題型，題目難度較大，注意利用守恒思想比較溶液中微粒濃度大小．