Question

8．（1）一定条件下，CO₂与1.0mol•L^-1NaOH溶液充分反应放出的热量如表一：
表一：

反应序号	CO2的物质的量/mol	NaOH溶液的体积/L	放出的热量/KJ
1	0.5	0.75	x
2	1.0	2.00	y

该条件下CO₂与NaOH溶液反应生成NaHCO₃的热化学方程式为NaOH（aq）+CO₂（g）═NaHCO₃（aq）△H=-（4x-y）kJ/mol ．
（2）用焦炭还原NO的反应为：2NO（g）+C（s）?N₂（g）+CO₂（g），向容积均为1L的甲、乙、丙三个恒温容器中分别加入足量的焦炭和一定量的NO，测得各容器中n（NO）随反应时间t的变化情况如表二：
表二：

温度   t/min	0	40	80	120	160
甲（673K）	2.00	1.50	1.10	0.80	0.80
乙（T）	2.00	1.45	1.00	1.00	1.00
丙（673K）	1.00	0.80	0.65	0.53	0.45

①甲容器中，0～40min内用NO的浓度变化表示的平均反应速率v（NO）=0.0125mol/（L•min）．
②该反应的△Hb（填序号）
a．大于0    b．小于0    c．等于0d．不能确定
③丙容器达到平衡时，NO的转化率为60% ．
（3）298K时，NH₃•H₂O的电离常数K_b=2×10^-5，H₂CO₃的电离常数K_al=4×10^-7，K_a2=4×10^-11．在NH₄HCO₃溶液中，c（NH₄⁺）＞c（HCO₃^-）（填“＞”、“＜”或“=”）；反应NH₄⁺+HCO₃^-+H₂O?NH₃•H₂O+H₂CO₃的平衡常数K的数值（用科学计数法表示）为1.25×10^-3．

Answer 1

分析 （1）根据题意可知，22gCO₂通入1mol/L NaOH溶液750mL中充分反应，测得反应放出xkJ的热量，写出热化学反应方程式，再利用1mol CO₂通入2mol/L NaOH溶液2L中充分反应放出y kJ的热量写出热化学反应方程式，最后利用盖斯定律来书写CO₂与NaOH溶液反应生成NaHCO₃的热化学方程式；
（2）①甲容器中，根据表中数据，0～40min内，NO的物质的量改变量为△n=2.00-1.50=0.50mol，反应经历的时间为△t=40min，容器体积V=1L，根据化学反应平均速率计算公式v（NO）=$\frac{△n}{V△t}$计算；
②注意甲和乙，起始物料相同，温度不同，从0～40min看，乙容器的化学反应速率比甲的快，温度升高能加快化学反应速率，因此乙容器的温度大于甲容器的温度，但乙容器中NO的转化率低于甲容器，所以表现为升高温度，平衡向逆反应方向移动，据此判断该反应的焓变正负；
③根据表中数据，丙容器中NO的起始物质的量为1.00mol，丙容器与甲容器的温度相同，则两容器反应的平衡常数也相同，据此计算；
（3）NH₄HCO₃为弱酸弱碱盐，溶于水发生双水解，虽然都是弱酸根离子，但水解程度还是有差异，根据平衡常数判断溶液的酸碱性，据此判断，反应NH₄⁺+HCO₃^-+H₂O?NH₃•H₂O+H₂CO₃的平衡常数K，根据多重平衡规则推导计算．

解答 解：（1）根据题意，22gCO₂通入750mL 1.0mol/L的NaOH溶液中充分反应，n（CO₂）=$\frac{22g}{44g/mol}$=0.5mol，n（NaOH）=1mol/L×0.75L=0.75mol，该反应既生成碳酸钠又生成碳酸氢钠，方程式为：2CO₂+3NaOH═NaHCO₃+Na₂CO₃+H₂O，由0.5molCO₂反应放出热量为xkJ，则2molCO₂反应放出热量为4xkJ，即热化学反应方程式为：
2CO₂（g）+3NaOH（aq）═NaHCO₃ （aq）+Na₂CO₃（aq）+H₂O（l）△H=-4xkJ/mol ①
在该条件下1molCO₂通入到2L 1.0mol/L的NaOH溶液中充分反应，放出ykJ热量，则热化学方程式为2NaOH（aq）+CO₂（g）═Na₂CO₃（aq）+H₂O（l）△H=-ykJ/mol  ②
由盖斯定律①-②可得，NaOH（aq）+CO₂（g）═NaHCO₃（aq）△H=-（4x-y）kJ/mol，
故答案为：NaOH（aq）+CO₂（g）═NaHCO₃（aq）△H=-（4x-y）kJ/mol；
（2）①甲容器中，根据表中数据，0～40min内，NO的物质的量改变量为△n=2.00-1.50=0.50mol，反应经历的时间为△t=40min，容器体积V=1L，根据化学反应平均速率计算公式v（NO）=$\frac{△n}{V△t}$=$\frac{0.50mol}{1L×40min}$=0.0125mol/（L•min），
故答案为：0.0125mol/（L•min）；
②甲和乙，起始物料相同，温度不同，从0～40min看，乙容器的化学反应速率比甲的快，温度升高能加快化学反应速率，因此乙容器的温度大于甲容器的温度，但乙容器中NO的转化率低于甲容器，因此升高温度，化学平衡向逆反应方向移动，则该反应的正反应是放热反应，焓变△H＜0，
故选b；
③丙容器中NO的起始物质的量为1.00mol，丙容器与甲容器的温度相同，则两容器反应的平衡常数也相同，该反应为2NO（g）+C（s）?N₂（g）+CO₂（g），反应的平衡常数为K=$\frac{c（{N}_{2}）c（C{O}_{2}）}{{c}^{2}（NO）}$，根据表中数据，平衡时，c（NO）=$\frac{0.80mol}{1L}$=0.80mol/L，C（N₂）=$\frac{1}{2}×\frac{（2.00-0.80）mol}{1L}$=0.60mol/L，c（CO₂）=c（N₂）=0.60mol/L，则K=$\frac{0.60molL×0.60mol/L}{（0.80mol/L）^{2}}$=$\frac{9}{16}$，
设丙中NO的平衡转化率为α，则平衡时，c（NO）=（1-α）mol/L，C（N₂）=$\frac{1}{2}$αmol/L，c（CO₂）=c（N₂）=$\frac{1}{2}$αmol/L，则K=$\frac{\frac{1}{2}αmol/L×\frac{1}{2}αmol/L}{（1-α）^{2}mo{l}^{2}/{L}^{2}}$=$\frac{9}{16}$，解得：α=0.60=60%，
事实上，这与甲容器的转化率是相同的，可以解释为等效平衡，反应2NO（g）+C（s）?N₂（g）+CO₂（g）是气体数守恒的反应，前后气体的物质的量总数不变，压强改变不影响化学移动，丙容器起始等效于对甲容器减压，减压不改变该反应的化学平衡，自然两个容器中的NO转化率就相同！准确的来说，知道这是等效平衡的，甚至不用这么多步骤计算，可以直接写答案．
故答案为：60%；
（3）NH₄HCO₃为弱酸弱碱盐，溶于水发生双水解，虽然都是弱酸根离子，但水解程度还是有差异，水解反应可以视作两个反应竞争，①NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺，该反应的平衡常数为K₁=$\frac{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）c（{H}^{+}）}{c（N{H}_{4}^{+}）}$=$\frac{{K}_{w}}{K（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$=$\frac{1{0}^{-14}}{2×1{0}^{-5}}$=5×10^-10，②HCO₃^-+H₂O?H₂CO₃+OH^-，该反应的平衡常数为K₂=$\frac{c（{H}_{2}C{O}_{3}）c（O{H}^{-}）}{c（HC{O}_{3}^{-}）}$=$\frac{{K}_{w}}{{K}_{a2}（{H}_{2}C{O}_{3}）}$=$\frac{1{0}^{-14}}{4×1{0}^{-11}}$=2.5×10^-4，显然K₂＞＞K₁，所以最终是以HCO₃^-的水解为主，则溶液中c（NH₄⁺）＞c（HCO₃^-），
反应NH₄⁺+HCO₃^-+H₂O?NH₃•H₂O+H₂CO₃的平衡常数K，根据多重平衡规则，K=$\frac{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）c（{H}_{2}C{O}_{3}）}{c（N{H}_{4}^{+}）c（HC{O}_{3}^{-}）}$=$\frac{{K}_{w}}{{K}_{a1}（{H}_{2}C{O}_{3}）{K}_{b}（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$=1.25×10^-3，
故答案为：＞；1.25×10^-3．

点评 本题考查化学原理部分知识，包含热化学方程式的书写，盖斯定律，化学反应速率的计算，化学平衡的移动，盐类水解，平衡常数的简单应用．注意等效平衡法给解题带来的方便．本题考查的知识点较多，题目难度中等，是中档题．