Question

3．MnO₂是常見的催化劑，MnCO₃（s）熱分解法是目前制備MnO₂的常見方法．反應原理為2MnCO₃（s）+O₂（g）?2MnO₂（s）+2CO₂（g）△H；該反應的過程為：
①MnCO₃（s）?MnO（s）+CO₂（g）△H₁；
②MnO（s）+O₂（g）?2MnO₂（s）△H₂．
（1）△H，△H₁，△H₂三者之間關(guān)系為△H=2△H₁+△H₂，反應②在低溫下能自發(fā)進行，則其△H＜0（填“＜”，“=”或“＞”）．
（2）300℃時，體系中各物質(zhì)濃度隨時間變化如圖1所示．在0～60s時段，反應速率v（O₂）為8.33×10^-3mol•L^-1•s^-1，反應的平衡常數(shù)K₁為0.36．
（3）300℃時達平衡后，改變反應溫度為T，并加入催化劑，c（O₂）以0.0020mol•L^-1•s^-1的平均速率降低，經(jīng)10s又達到平衡，列式計算溫度T時反應的平衡常數(shù)K₂為0.845．
（4）某小組對碳酸錳的分解條件（溫度、濕度）進行研究，得到如下三組圖象（圖2），則合適的熔燒溫度為350℃．

Answer 1

分析 （1）已知：①MnCO₃（s）?MnO（s）+CO₂（g）△H₁；
②MnO（s）+O₂（g）?2MnO₂（s）△H₂，
根據(jù)蓋斯定律，①×2+②可得：2MnCO₃（s）+O₂（g）?2MnO₂（s）+2CO₂（g），反應熱也進行相應的計算；
當△G=△H-T△S＜0時，反應自發(fā)進行；
（2）由圖可知，60s時到達平衡，二氧化碳的起始濃度為0.2mol/L，平衡時濃度為0.12mol/L，根據(jù)v=$\frac{△c}{△t}$計算v（CO₂），再根據(jù)速率之比等于化學計量數(shù)之比計算v（O₂），平衡時氧氣濃度為0.04mol/L，代入平衡常數(shù)K=$\frac{{c}^{2}（C{O}_{2}）}{c（{O}_{2}）}$計算；
（3）c（O₂）以0.0020mol•L^-1•s^-1的平均速率降低，經(jīng)10s又達到平衡，重新達到新平衡時氧氣的濃度為0.04mol/L-0.0020mol•L^-1•s^-1×10s=0.02mol/L，則平衡時v（CO₂）=0.12mol/L+0.02mol/L×$\frac{1}{2}$=0.13mol/L，代入平衡常數(shù)K=$\frac{{c}^{2}（C{O}_{2}）}{c（{O}_{2}）}$計算；
（4）應選擇碳酸錳轉(zhuǎn)化率最高時的溫度．

解答 解：（1）已知：①MnCO₃（s）?MnO（s）+CO₂（g）△H₁；
②MnO（s）+O₂（g）?2MnO₂（s）△H₂，
根據(jù)蓋斯定律，①×2+②可得：2MnCO₃（s）+O₂（g）?2MnO₂（s）+2CO₂（g），則△H=2△H₁+△H₂；
反應②在低溫下能自發(fā)進行，當△G=△H-T△S＜0時，反應自發(fā)進行，只有△H＜0，
故答案為：△H=2△H₁+△H₂；＜；
（2）由圖可知，60s時到達平衡，二氧化碳的起始濃度為0.2mol/L，平衡時濃度為0.12mol/L，則v（CO₂）=$\frac{（0.12-0.02）mol/L}{60s}$=$\frac{1}{600}$mol/（L．s），再速率之比等于化學計量數(shù)之比，則v（O₂）=$\frac{1}{2}$v（CO₂）=8.33×10^-3mol/（L．s），平衡時氧氣濃度為0.04mol/L，則平衡常數(shù)K₁=$\frac{{c}^{2}（C{O}_{2}）}{c（{O}_{2}）}$=$\frac{0.1{2}^{2}}{0.04}$=0.36，
故答案為：8.33×10^-3mol/（L．s）；0.36；
（3）c（O₂）以0.0020mol•L^-1•s^-1的平均速率降低，經(jīng)10s又達到平衡，重新達到新平衡時氧氣的濃度為0.04mol/L-0.0020mol•L^-1•s^-1×10s=0.02mol/L，則平衡時v（CO₂）=0.12mol/L+0.02mol/L×$\frac{1}{2}$=0.13mol/L，則平衡常數(shù)K₂=$\frac{{c}^{2}（C{O}_{2}）}{c（{O}_{2}）}$=$\frac{0.1{3}^{2}}{0.02}$=0.845，
故答案為：0.845；
（4）由圖2分析，在350℃左右碳酸錳轉(zhuǎn)化率比較高，故答案為：350℃．

點評 本題考查反應熱計算、反應速率計算、化學平衡常數(shù)、圖象分析等，題目綜合性強，側(cè)重考查學生分析計算能力，需要學生具備扎實的基礎，難度中等．