Question

8．許多含碳、含氫物質(zhì)是重要的化工原料．
（1）C₂O₃是一種無色無味的氣體，可溶于水生成草酸（H₂C₂O₄），寫出它與足量NaOH溶液反應時的化學方
程式：C₂O₃+2NaOH═Na₂C₂O₄+H₂O．
（2）已知：①H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═H₂O（g）△H₁=-198kJ•mol^-1；
②CO（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═CO₂（g）△H₂；
③CH₄（g）+2O₂（g）═CO₂（g）+2H₂O（g）△H₃=-846.3kJ•mol^-1．
化學鍵C≡OO=OC=O
鍵能（kJ•mol^-1）958.5497745
已知：鍵能是化學鍵形成時放出的能量或化學鍵斷裂時吸收的能量．則：CH₄（g）+H₂O（g）?CO（g）+3H₂（g）的△H=30.7kJ•mol^-1．
（3）向容積為2L的某恒容密閉容器中充入3mol CH₄、4mol H₂O，測出溫度為t℃時，容器內(nèi)H₂的物質(zhì)的量濃度（mol/L）隨時間的變化如圖中II所示．圖中I、III分別表示相對于反應II改變反應條件后c（H₂）隨時間的變化．
①若曲線Ⅰ代表的是僅改變一種條件后的情況，則改變的條件可能是升溫，
a、b兩點用CO濃度變化值表示的反應速率關(guān)系為a＜b．
②曲線II對應反應的平衡常數(shù)等于54；該溫度下，若將等物質(zhì)的量濃度的CH₄、H₂O、CO、H₂混合在該容器中，則開始時H₂ 的生成速率無法確定H₂的消耗速率（填“＞”“＜”“=”或“無法確定”）．
③曲線III相對于曲線II改變的條件是b （填選項字母）．
a．降低溫度    b．使用催化劑、降低溫度  c．加壓．

Answer 1

分析 （1）C₂O₃是一種無色無味的氣體，可溶于水生成草酸（H₂C₂O₄），與足量NaOH溶液混合發(fā)生酸堿中和反應生成鹽和水；
（2）化學鍵C≡O，O=O，C=O的鍵能分別為958.5kJ•mol^-1，497kJ•mol^-1，745kJ•mol^-1，故CO（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═CO₂（g）方程式，△H₂═958.5kJ•mol^-1+$\frac{1}{2}$×497kJ•mol^-1-2×745kJ•mol^-1=-283kJ•mol^-1，
①H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═H₂O（g）△H₁=-198kJ•mol^-1
②CO（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═CO₂（g）△H₂=-283kJ•mol^-1
③CH₄（g）+2O₂（g）═CO₂（g）+2H₂O（g）△H₃=-846.3kJ•mol^-1，③-①×3-②得，CH₄（g）+H₂O（g）?CO（g）+3H₂（g）的△H=30.7kJ•mol^-1；
（3）①若曲線Ⅰ代表的是僅變化一種條件后的情況，曲線Ⅰ達到平衡所需時間少，說明反應速率快，且生成氫氣濃度大，平衡正向進行，改變條件是升溫；
②曲線Ⅱ?qū)�應反應的平衡常�?shù)=$\frac{生成物平衡濃度冪次方乘積}{反應物平衡濃度冪次方乘積}$，結(jié)合三行計算列式計算平衡濃度計算得到，若將等物質(zhì)的量濃度的CH₄、H₂O、CO、H₂混合在該容器中，計算此時濃度商和平衡常數(shù)比較判斷反應進行的方向；
③曲線Ⅲ相對于曲線Ⅱ，達到平衡所需時間短，反應速率快，氫氣濃度減小說明平衡逆向進行．

解答 解：（1）C₂O₃是一種無色無味的氣體，可溶于水生成草酸（H₂C₂O₄），與足量NaOH溶液混合發(fā)生酸堿中和反應生成鹽和水，反應的化學方程式為：C₂O₃+2NaOH═Na₂C₂O₄+H₂O，
故答案為：C₂O₃+2NaOH═Na₂C₂O₄+H₂O；
（2）化學鍵C≡O，O=O，C=O的鍵能分別為958.5kJ•mol^-1，497kJ•mol^-1，745kJ•mol^-1，故CO（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═CO₂（g）方程式，△H₂═958.5kJ•mol^-1+$\frac{1}{2}$×497kJ•mol^-1-2×745kJ•mol^-1=-283kJ•mol^-1，
①H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═H₂O（g）△H₁=-198kJ•mol^-1
②CO（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═CO₂（g）△H₂=-283kJ•mol^-1
③CH₄（g）+2O₂（g）═CO₂（g）+2H₂O（g）△H₃=-846.3kJ•mol^-1，③-①×3-②得，CH₄（g）+H₂O（g）?CO（g）+3H₂（g）的△H=30.7kJ•mol^-1，
故答案為：30.7kJ•mol^-1；
（3）①若曲線Ⅰ代表的是僅變化一種條件后的情況，曲線Ⅰ達到平衡所需時間少，說明反應速率快，且生成氫氣濃度大，平衡正向進行，改變條件是升溫，a、b兩點后，a點溫度小于b點，所以用CO濃度變化表示的反應速率關(guān)系為a＜b，
故答案為：升溫；a＜b；
②結(jié)合三行計算列式計算平衡濃度計算得到，圖象中可知達到平衡狀態(tài)氫氣濃度為3mol/L，
                          CH₄（g）+H₂O（g）?CO（g）+3H₂（g）
起始量（mol/L）  1.5              2               0            0
變化量（mol/L） 1                 1              1              3
平衡量（mol/L） 0.5              1               1              3
曲線Ⅱ?qū)�應反應的平衡常�?shù)=$\frac{生成物平衡濃度冪次方乘積}{反應物平衡濃度冪次方乘積}$=$\frac{{3}^{2}×1}{0.5×1}$=54，
若將等物質(zhì)的量濃度的CH₄、H₂O、CO、H₂混合在該容器中，設物質(zhì)的量濃度為c，計算此時濃度商Qc=$\frac{{c}^{3}×c}{c×c}$=c²，和平衡常數(shù)無法比較大小，所以反應進行方向無法確定，開始時H₂的生成速率和氫氣消耗數(shù)量無法確定，
故答案為：54；無法確定；
③曲線Ⅲ相對于曲線Ⅱ，達到平衡所需時間短，反應速率快，氫氣濃度減小說明平衡逆向進行，
a．降低溫度反應速率減小，達到平衡時間增大，故a錯誤；
b．使用催化劑加快反應速率、降低溫度平衡逆向進行，氫氣濃度減小，故b正確；
c．加壓即總壓增大，但是氣體分壓不變平衡不變，故c錯誤；
故答案為：b．

點評 本題考查了氧化還原反應、熱化學方程式和蓋斯定律計算應用、焓變的計算、反應速率和化學平衡影響因素分析判斷、注意圖象曲線變化的特征和化學平衡移動原理的理解應用，掌握基礎是解題關(guān)鍵，題目難度中等．