Question

关于下列各图的叙述不正确的是（　　）

化学方程式	平衡常数K
F2+H22HF	6.5×1095
Cl2+H22HCl	2.6×1033
Br2+H22HBr	1.9×1019
I2+H22HI	8.7×102

• A、已知CO的燃烧热283kJ/mol，2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（g）；△H=-483.6kJ/mol，则图甲表示CO和H₂O（g）生成CO₂和H₂的能量变化
• B、某温度下，pH=11的NH₃?H₂O和pH=1的盐酸等体积混合后（不考虑混合后溶液体积的变化）恰好完全反应，反应后的溶液中NH₄⁺、NH₃?H₂O与NH₃三种微粒的平衡浓度之和为0.05mol?Lˉ¹
• C、在常温下，X₂（g）和H₂反应生成HX的平衡常数如表乙所示，仅依据K的变化，就可以说明在相同条件下，平衡时X₂（从F₂到I₂）的转化率逐渐降低，且X₂与H₂反应的剧烈程度逐渐减弱
• D、图丙中曲线表示常温下向弱酸HA的稀溶液中加水稀释过程中，

  c(A-)

  c(HA)

  的变化情况

Answer 1

分析：A、依据一氧化碳燃烧热写出热化学方程式结合盖斯定律计算得到CO和H₂O（g）反应的热化学方程式分析判断；
B、依据酸碱反应量计算判断；
C、K值越大，说明反应的正向程度越大，即转化率越高，；反应的正向程度越小；
D、常温下向弱酸HA的稀溶液中加水稀释过程中，弱酸电离被促进，

c(A-)

c(HA)

比值增大．

解答：解：A、CO的燃烧热283kJ/mol，热化学方程式为：①CO（g）+

1

2

O₂（g）=CO₂（g）△H=-283kJ/mol；
②2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（g）；△H=-483.6kJ/mol；
依据盖斯定律①-②÷2得到CO（g）+H₂O（g）=CO₂（g）+H₂（g）△H=-41.2KJ/mol，图象符合，故A正确；
B、某温度下，pH=11的NH₃?H₂O氢氧根离子浓度为10^-3mol/L，和pH=1的盐酸溶液中氢离子浓度为0.1mol/L；等体积混合后（不考虑混合后溶液体积的变化）恰好完全反应生成氯化铵浓度为0.05mol/L；依据氮元素守恒，反应后的溶液中NH₄⁺、NH₃?H₂O与NH₃三种微粒的平衡浓度之和为0.05mol?Lˉ¹，故B正确；
C、K值越大，说明反应的正向程度越大，即转化率越高，；反应的正向程度越小，说明生成物越不稳定，越易分解，反应程度越小，但不能判断与氢气反应的剧烈程度故C错误；
D、常温下向弱酸HA的稀溶液中加水稀释过程中，弱酸电离被促进，

c(A-)

c(HA)

比值增大，符合图象分析，故D正确；
故选C．

点评：本题考查了热化学方程式和盖斯定律的计算应用，酸碱反应的计算分析，平衡常数的意义分析，弱电解质稀释的两种浓度大小比较，题目难度中等．