Question

【题目】(1)甲醇是重要的溶剂和替代燃料，工业上用CO和H2在一定条件下制备的反应：，在体积为1L的恒容密闭容器中，充2molCO和，一定条件下发生上述反应，测得和的浓度随时间变化如图所示。

①从反应开始到5min，用一氧化碳表示的平均反应速率υ（CO）=______。

②下列说法正确的是______。

A.达到平衡时，的转化率为

B.5min后容器中混合气体的平均相对分子质量不再改变

C.达到平衡后，再充入氨气，反应速率减小

D.2min前υ（正）>υ（逆），2min后υ（正）<υ（逆）

(2)一定温度下，将与以体积比1：2置于密闭容器中发生反应：

，达到平衡时的体积分数为，该反应的平衡常数______。

(3)碳与水蒸气反应制取的相关反应如下：

Ⅰ

Ⅱ

Ⅲ

①计算反应的______

②对于可逆反应，采取以下措施可以提高产率的是______。

A.降低体系的温度

B.压缩容器的体积

C.增加CaO的量

D.选用适当的催化剂

(4)以甲醇为燃料，为氧化剂，KOH溶液为电解质溶液，可制成燃料电池电极材料为惰性电极。若KOH溶液足量，写出此燃料电池负极的电极反应式：______；

(5)若往20mL的弱酸溶液中逐滴加入一定浓度的烧碱溶液，测得混合溶液的温度变化如图所示，下列有关说法正确的是______

①该烧碱溶液的浓度为

②该烧碱溶液的浓度为

③的电离平衡常数：b点点

④从b点到c点，混合溶液中一直存在：c(Na+)>c(NO2-)>c(OH-)>c(H+)

Answer 1

【答案】 B A ②③

【解析】

（1）①根据图像中数据和化学反应速率的公式计算；

②结合图像和有关数据关系进行计算，根据化学平衡状态的标志分析判断；

（2）根据三段式进行计算；

（3）①根据盖斯定律进行计算；

②根据影响化学平衡移动的因素分析判断；

（4）CH3OH在负极发生失电子的氧化反应，据此书写电极反应式；

（5）b点温度最高，说明此时NaOH与NaNO2恰好完全反应，据此分析判断。

（1）①根据图像，υ（CO）=mol/(L·min)=0.3 mol/(L·min)；

②A.到达平衡时，消耗氢气的物质的量浓度为2×(2－0.5)mol·L－1=3mol·L－1，氢气的转化率为×100%=75%，选项A错误；

B.混合气体的质量始终不变，但该反应是气体物质的量减少的反应，因此混合气体的平均相对分子质量不变时，说明达到平衡，在5min时，反应达到平衡，选项B正确；

C.恒容状态下，充入NH3，各组分浓度不变，化学反应速率不变，选项C错误；

D.5min时反应达到平衡，5min前都为υ( 正)>υ(逆)，选项D错误；

答案选B；

（2）因为该反应反应前后气体分子数不变，则令NO2的物质的量浓度为1mol/L，SO2的物质的量为2mol/L，

根据题意得出×100%=25%，解得x=0.75，根据化学平衡常数的定义，，因此有K==1.8；

（3）①根据盖斯定律，由I+II＋III得出△H=(131－43－178.3)kJ·mol－1=－90.3kJ·mol－1；

②A.正反应是放热反应，降低温度，平衡向正反应方向进行，氢气的产率增加，选项A可采取；

B.反应前后气体系数之和相等，压缩容器的体积，平衡不移动，即H2的产率不变，选项B不可采取；

C.CaO是固体，浓度视为常数，即增加CaO量，平衡不移动，H2的产率不变，选项C不可采取；

D.催化剂对平衡的移动无影响，H2的产率不变，选项D不可采取；

答案选A；

（4）以甲醇为燃料，为氧化剂，KOH溶液为电解质溶液，通甲醇一极为负极，负极电极反应式为；

（5）①②当加入20mL氢氧化钠溶液时，温度达到最高，两者恰好完全反应，则NaOH的浓度为0.01mol·L-1，①错误、②正确；③电离平衡常数受温度的影响，弱电解质的电离是吸热过程，升高温度促进电离，b点温度比a点高，因此b点HNO2的电离平衡常数比a点大，③正确；④从b点到c点，在c点溶液中溶质为NaNO2和NaOH，且两者物质的量相等，此时的离子浓度大小顺序是：c(Na＋)>c(OH－)>c(NO2－)>c(H＋)，④错误；

答案选②③。