Question

7．研究氧化物与悬浮在大气中的海盐粒子的相互作用时，设计如下反应：
I． 2NO₂（g）+NaCl（g）?NaNO₃（g）+ClNO（g）△H＜0，化学平衡常数为k₁，
II.2NO（g）+Cl₂（g）?2ClNO（g）△H＜0化学平衡常数为k₂
请回答下列问题：
（1）4NO₂（g）+2NaCl（g）?2NaNO₃（g）+2NO（g）+Cl₂（g）的反应热△H=2△H₁-△H₂ （用△H₁、△H₂表示），化学平衡常数K=K=$\frac{{{k}_{1}}^{2}}{{k}_{2}}$（用k₁、k₂表示）
（2）若反应I在绝热密闭容器中进行，实验测得NO₂（g）的转化率（NO₂%）随时间变化如图所示，t₃-t₁时刻NO₂（g）的转化率（NO₂%）降低的原因是因反应为放热反应且反应容器为绝热容器，随着反应的进行，体系的温度会升高，故再次达平衡时的转化率会降低．
（3）若反应II在恒温、恒容条件下进行，下列能判断该反应一定达到平衡状态的是AD
A．容器内压强不再变化
B．n（ClNO）=n（NO）
C．混合气体密度不变
D．V_正（NO）=V_逆（ClNO）
（4）在一定温度和压强下，反应II达到平衡，当NO哈CL₂的比例不同时，对Cl₂的比例不同时，对Cl₂的转化率及平衡混合物中ClNO的体积分数都有影响．设NO和Cl₂起始物质的量之比为x，平衡时Cl₂的转化率为a，平衡混合物中ClNO的体积分数为y，y=$\frac{2a}{x+1-a}$．（用a和x的代数式表示y）
（5）实验室用NaOH溶液吸收NO₂，反应为：2NO₂+2NaOH=NaNO₃+NaNO₂+H₂O．含0.2mol NaOH的水溶液与0.2mol NO₂恰好完全反应得1L溶液A，溶液B为0.1mol•L¹的CH₃COONa溶液，则两溶液中c（NO₃）、c（NO₂）和c（CH₃COOH）由大到小的顺序为c（NO₃^-）＞c（NO₂^-）＞c（CH₃COO^-）．（已知HNO₂的电离常数K_a=7.1×10^-4mol•L¹，CH₃COOH的电离常数K _a=1.7×10^-5mol•L¹）．常温下，向溶液B中加水稀释过程中，下列比值变化大的是abc．
a．$\frac{c（H）}{cOH}$        b．$\frac{c（OH）}{c（C{H}_{3}COO）}$  c．$\frac{c（Na）}{c（C{H}_{3}OO）}$    d．$\frac{c（C{H}_{3}OO）•c（H）}{c（C{H}_{3}COOH）}$．

Answer 1

分析 （1）已知：I． 2NO₂（g）+NaCl（g）?NaNO₃（g）+ClNO（g）△H₁＜0，化学平衡常数为k₁，
II.2NO（g）+Cl₂（g）?2ClNO（g）△H₂＜0化学平衡常数为k₂，
根据盖斯定律①×2-②可得：4NO₂（g）+2NaCl（s）?2NaNO₃（s）+2NO（g）+Cl₂（g），据此计算焓变，该反应平衡常数为①的平衡常数平方与②的商；
（2）若反应Ⅰ在绝热密闭容器中进行，2NO₂（g）+NaCl（s）?NaNO₃（s）+ClNO（g）　K₁ △H₁＜0，反应为放热反应，反应进行温度升高；
（3）可逆反应达到平衡状态，一定满足正逆反应速率相等，各组分的浓度、百分含量不再变化，据此进行判断；
（4）设 NO 和 Cl₂ 起始物质的量之比为 x，平衡时 Cl₂ 的转化率为 a，结合化学三行计算列式，依据平衡混合物中 ClNO 的体积分数为y，计算得到；
（5）0.2mol NaOH的水溶液与0.2mol NO₂恰好完全反应得1L溶液A，反应为2NO₂+2NaOH═NaNO₃+NaNO₂+H₂O，得到溶液中NaNO₃物质的量浓度为0．mol/L，NaNO₂物质的量为0.1mol/L，溶液B为0.1mol•L^-1的CH₃COONa溶液，已知HNO₂的电离常数K_a=7.1×10^-4mol•L^-1，CH₃COOH的电离常数K_a=1.7×10^-5mol•L^-1，说明CH₃COOH酸性小于HNO₂的酸性，对应阴离子水解程度大，据此分析判断；

解答 解：（1）已知：I． 2NO₂（g）+NaCl（g）?NaNO₃（g）+ClNO（g）△H₁＜0，化学平衡常数为k₁，
II.2NO（g）+Cl₂（g）?2ClNO（g）△H₂＜0化学平衡常数为k₂
根据盖斯定律Ⅰ×2-Ⅱ可得：4NO₂（g）+2NaCl（s）?2NaNO₃（s）+2NO（g）+Cl₂（g），△H=2△H₁-△H₂，该反应平衡常数K=$\frac{{{k}_{1}}^{2}}{{k}_{2}}$，
故答案为：2△H₁-△H₂；K=$\frac{{{k}_{1}}^{2}}{{k}_{2}}$；
（2）若反应Ⅰ在绝热密闭容器中进行，2NO₂（g）+NaCl（s）?NaNO₃（s）+ClNO（g）　K₁ △H₁＜0，反应为放热反应，实验测得NO₂（ g ）的转化率随时间变化的示意图中t_3～t ₄ 时刻，NO₂（g）的转化率 （NO₂%）降低，因反应为放热反应且反应容器为绝热容器，随着反应的进行，体系的温度会升高，故再次达平衡时的转化率会降低，
故答案为：因反应为放热反应且反应容器为绝热容器，随着反应的进行，体系的温度会升高，故再次达平衡时的转化率会降低；
（3）2NO（g）+Cl₂（g）?2ClNO（g）　K₂△H₂＜0，反应为气体体积减小的放热反应，
A．反应前后气体物质的量变化，容器内压强不再变化，说明反应达到平衡状态，故A正确；
B．n （ ClNO ）=n （ NO ）不能说明正逆反应速率相同，不能证明反应达到平衡状态，故B错误；
C．质量和体积不变，气体混合气体密度始终不变，不能说明反应达到平衡状态，故C错误；
D．反应速率之比等于化学方程式计量数之比，υ 正 （ NO ）=υ 正 （ ClNO ），υ 正 （ NO ）=υ 逆 （ ClNO ）说明ClNO的正逆反应速率相同，故D正确；
故答案为：AD；
（4）设 NO 和 Cl₂ 起始物质的量之比为 x，平衡时 Cl₂ 的转化率为 a，结合化学三行计算列式，
                         2NO（g）+Cl₂（g）?2ClNO（g）
起始量（mol）    x                1                     0
变化量（mol） 2a                a                   2a
平衡量（mol）  x-2a           1-a                  2a
依据平衡混合物中 ClNO 的体积分数为：y=$\frac{2a}{x+1-a}$，
故答案为：$\frac{2a}{x+1-a}$；
（5）0.2mol NaOH的水溶液与0.2mol NO₂恰好完全反应得1L溶液A，反应为2NO₂+2NaOH═NaNO₃+NaNO₂+H₂O，得到溶液A中NaNO₃物质的量浓度为0．mol/L，NaNO₂物质的量为0.1mol/L，溶液B为0.1mol•L^-1的CH₃COONa溶液，已知HNO₂的电离常数K_a=7.1×10^-4mol•L^-1，CH₃COOH的电离常数K_a=1.7×10^-5mol•L^-1，说明CH₃COOH酸性小于HNO₂的酸性，对应阴离子水解程度大，醋酸根离子和亚硝酸根离子水解，两溶液中c（NO₃^-）、c（NO₂^-）和c（CH₃COO^-）由大到小的顺序为：c（NO₃^-）＞c（NO₂^-）＞c（CH₃COO^-）；
溶液B为0.1mol•L^-1的CH₃COONa溶液，常温下，向溶液 B 中加水稀释过程中，
a．稀释过程中氢氧根离子浓度减小，溶液中存在离子积常数，则氢离子浓度增大，$\frac{c（{H}^{+}）}{c（O{H}^{-}）}$比值增大，故a正确；
b．加水稀释促进电离，$\frac{c（O{H}^{-}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$比值增大，故b正确；
c．溶液中加水稀释，$\frac{c（N{a}^{+}）}{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}$=$\frac{n（N{a}^{+}）}{n（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}$，醋酸根离子物质的量减小，比值增大，故c正确；
d．$\frac{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）•c（{H}^{+}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$为电离平衡常数表达式，温度不变电离平衡常数不变，故d错误，
故答案为：c（NO₃^-）＞c（NO₂^-）＞c（CH₃COO^-）； abc．

点评 本题考查较为综合，涉及化学平衡常数的计算、影响化学平衡的因素分析应用、电解质溶液中盐类水解、离子浓度大小比较等知识，题目难度中等，明确化学平衡及其影响为解答关键，试题知识点较多、综合性较强，充分考查了学生的分析能力及灵活应用能力．