Question

随着世界上业经济的发展、人口的剧增，全球能源紧张及世界气候面临越来越严重的问题．如何降低大气中CO₂的含量及有效地开发利用CO₂引起了全世界的普遍关注．
I．（l）CO₂与H₂可用来合成可再生能源甲醇，己知CH₃OH（1）标准燃烧热△H=-726.5kJ?mol^-l、
H₂（g）燃烧生成液态水的热值为142.9KJ?g^-1，则CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（1）+H₂O（1）
△H=

 

．
（2）现将0.8mol CO₂和2.4mol H₂充入容积为20L的密闭容器中发生上述反应，下列说法正确的是

 

．
A．该反应在低温下能自发进行
B．当容器内CO₂气体体积分数恒定时，该反应己达平衡状态
C．若其他条件不变，实验测得平衡常数；K（T₁）＞K（T₂），则T₁＜T₂
D．现有该反应的X、Y两种催化剂，X能使正反应速率加快约5xl0⁵倍、Y能使逆反应速率加快约8×10⁶倍（其他条件相同）：故在生产中应该选择X为催化剂更合适
（3）该反应进行到45s时达到平衡，此时CO₂的转化率为68.75%．如图1中的曲线表示该 反应在前25s内的反应进程中的CO₂浓度变化．

①若反应延续至70s．请在图1中用实线画出25s至70s的反应进程曲线．
②某化学兴趣小组采用实验对比法分析改变实验条件对该反应进程的影响，每次只改变一个条件，并采集反应进程中CO₂的浓度变化，在原有反应进程图象上绘制对应的曲线．实验数据如下表：

实验编号	CO2起始浓度/mol?L-1	反应温度/℃	反应压强/kPa	是否加入催化剂
A	0.030	150	101	否
B	0.040	150	101	否
C	0.040	250	101	是

但是该小组负责绘制图线的学生未将曲线（虚线）绘制完整（见图2），也忘记了注明每条曲线所对应改变的条件，请把每个实验编号与图2中对应的字母进行连线．

II．（1）常温常压下，空气中的CO₂溶于水，达到平衡时，溶液的pH=5.60，c（H₂CO₃）=l．5xl0^-5mol?L^-1．若忽略水的电离及H₂CO₃的第二级电离，请完成下表有关弱酸的电离平衡常数：（已知l0^-5.60=2.5xl0^-6）

弱酸化学式	HC1O	H2CO3
电离平衡常数	4.7×l0-8	Ka1=     Ka2=5.6x l0-11

现向Na₂CO₃溶液中滴入少量的氯水，写出Cl₂与Na₂CO₃溶液反应的离子方程式

 

．
（2）CO₂在自然界循环时可与CaCO₃反应，CaCO₃、CdCO₃均为难溶物质，现向一含有Ca²⁺、Cd²⁺的混合液中滴加Na₂CO₃溶液，若首先生成CdCO₃沉淀，则可确知

 

．
A．Ksp（CdCO₃）＜Ksp（CaCO₃）B．c（Cd²⁺）＜c（Ca²⁺）C．

c(Cd2+)

c(ca2+)

＞

KsP(CdCO3)

Ksp(CaCO3)

D．

c(Cd2+)

c(Ca2+)

＜

Ksp(CdCO3)

Ksp(CaCO3)

Ⅲ．电解Na₂HPO₃溶液也可得到亚磷酸，装置示意图如图：

①阴极的电极反应式为

 

．②产品室中反应的离子方程式为

 

．

Answer 1

考点：物质的量或浓度随时间的变化曲线,热化学方程式,原电池和电解池的工作原理,化学平衡建立的过程,弱电解质在水溶液中的电离平衡

专题：基本概念与基本理论

分析：Ⅰ．（1）CH₃OH（1）标准燃烧热△H=-726.5kJ?mol^-l，热化学方程式为：①CH₃OH（l）+

3

2

O₂（g）═CO₂（g）+2H₂O（l）△H=-726.5 kJ?mol^-1，H₂（g）燃烧生成液态水的热值为142.9KJ?g^-1，热化学方程式为：②H₂（g）+

1

2

O₂（g）=H₂O（1）；△H=-285.8KJ/mol，反应CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（1）+H₂O（1）可由上述②×3-①得到，根据盖斯定律可求得△H值；
（2）A．该反应为熵减的放热反应，根据△G=△H-T△S判断；
B．根据平衡状态的特征判断；
C．该反应为放热反应，根据温度对平衡移动的影响，判断温度的变化；
D．根据催化剂是同等程度的改变正逆反应的速率作判断；
（3）①45s时达到平衡，此时CO₂的转化率为68.75%，即平衡时CO₂的浓度为0.04×（1-68.75%）mol/L=0.0125mol/L，即在20s--45s之间CO₂的浓度从0.016变化到0.0125，而在此之后直到70sCO₂的浓度都保持不变，据此作图；
②由图2可知，比较三条曲线，a线对应的CO₂的起始浓度最小，故对应实验A，比较b线和c线可知，b线开始反应的速率比c线快，故b线对应高温、催化剂的条件，即对应实验C，则曲线c对应实验B，据此答题；
Ⅱ．（1）根据H₂CO₃的电离方程式计算电离平衡常数；根据HClO的电离平衡常数和H₂CO₃的两级电离平衡常数比较可知，HClO的酸性介于H₂CO₃和HCO₃^-之间，所以少量氯水与碳酸钠反应生成碳酸氢盐，据此写离子方程式；
（2）根据溶液中离子浓度积先达到其Ksp值的物质先沉淀进行判断；
Ⅲ①阴极上得电子发生还原反应；
②产品室中HPO₃^2-和氢离子结合 生成亚磷酸．

解答： 解：Ⅰ．（1）CH₃OH（1）标准燃烧热△H=-726.5kJ?mol^-l，热化学方程式为：①CH₃OH（l）+

3

2

O₂（g）═CO₂（g）+2H₂O（l）△H=-725.8 kJ?mol^-1，H₂（g）燃烧生成液态水的热值为142.9KJ?g^-1，热化学方程式为：②H₂（g）+

1

2

O₂（g）=H₂O（1）；△H=-285.8KJ/mol，反应CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（1）+H₂O（1）可由上述②×3-①得到，根据盖斯定律可得△H=-285.8KJ/mol×3-（-725.8 kJ?mol^-1）=-130.9kJ?mol^-1，故答案为：-130.9kJ?mol^-1；
（2）A．该反应为熵减的放热反应，根据△G=△H-T△S可知，该反应在低温下能自发进行，故A正确；
B．因为CO₂和H₂起始加入的物质的量之比为1：3，参加反应的也是1：3，所以在建立平衡的过程中，容器内CO₂气体体积分数始终不变，所以CO₂气体体积分数不能判断反应是否处于平衡状态，故B错误；
C．当平衡常数K（T₁）＞K（T₂），说明在T₁时反应正向进行的程度大，由于该反应为放热反应，所以可以判断T₁＜T₂，故C正确；
D．因为催化剂是同等程度的改变正逆反应的速率，所以当Y能使逆反应速率加快约8×10⁶倍的同时，正反应也加快约8×10⁶倍，因此选择Y为催化剂更合适，故D错误；
故选AC；
（3）①45s时达到平衡，此时CO₂的转化率为68.75%，即平衡时CO₂的浓度为0.04×（1-68.75%）mol/L=0.0125mol/L，即在20s--45s之间CO₂的浓度从0.016变化到0.0125，而在此之后直到70sCO₂的浓度都保持不变，据此可作出图为，
故答案为：；
②由图2可知，比较三条曲线，a线对应的CO₂的起始浓度最小，故对应实验A，比较b线和c线可知，b线开始反应的速率比c线快，故b线对应高温、催化剂的条件，即对应实验C，则曲线c对应实验B，故答案为：；
Ⅱ．（1）根据H₂CO₃的电离方程式H₂CO₃=HCO₃^-+H⁺可计算电离平衡常数K_a1=

c(HC O - 3 )?c(H+)

c(H2CO3)

=

c2(H+)

c(H2CO3)

=

(2.5×10-6)2

1.5×10-5

=4.2×10^-7；根据HClO的电离平衡常数和H₂CO₃的两级电离平衡常数比较可知，HClO的酸性介于H₂CO₃和HCO₃^-之间，所以少量氯水与碳酸钠反应生成碳酸氢盐，其离子方程式为Cl₂+2CO₃^2-+H₂O=2HCO₃^-+Cl^-+ClO^-，
故答案为：4.2×10^-7；Cl₂+2CO₃^2-+H₂O=2HCO₃^-+Cl^-+ClO^-；
（2）向一含有Ca²⁺、Cd²⁺的混合液中滴加Na₂CO₃溶液，若首先生成CdCO₃沉淀，不能说明Ksp的大小，也无法确定离子浓度大小，因为只有当溶液中离子浓度积大于其Ksp就会有沉淀出现，由此确定A、B都错误，但由于c（Cd²⁺）?c（CO₃^2-）＞Ksp（CdCO₃），c（Ca²⁺）?c（CO₃^2-）＜Ksp（CaCO₃），则

c(Cd2+)?c(C O 2- 3 )

c(Ca2+)?c(C O 2- 3 )

＞

Ksp(CdCO3)

Ksp(CaCO3)

，即

c(Cd2+)

c(Ca2+)

＞

Ksp(CdCO3)

Ksp(CaCO3)

，由此确定C正确，D错误，故答案为：C；
Ⅲ．①阴极上氢离子得电子发生还原反应，电极反应式为2H⁺+2e^-=H₂↑，故答案为：2H⁺+2e^-=H₂↑；
②产品室中HPO₃^2-和氢离子结合生成亚磷酸，反应离子方程式为：HPO₃^2-+2H⁺=H₃PO₃，故答案为：HPO₃^2-+2H⁺=H₃PO₃．

点评：本题考查的知识点较多，综合性较强，难度较大，对学生的综合应用基础知识的能力要求较高．