Question

研究SO₂，CO等大氣污染物的處理與利用具有重大意義．
Ⅰ．利用鈉堿循環(huán)法可脫除煙氣中SO₂，該法用Na₂SO₃溶液作為吸收劑，吸收過程pH隨n（SO₃^2-）：n（HSO₃^-）變化關系如表：

n（SO32-）：n（HSO3-）	91：9	1：1	9：91
pH	8.2	7.2	6.2

（1）由上表判斷NaHSO₃水溶液顯

 

性，原因是：

 

；
（2）當吸收液呈中性時，溶液中離子濃度關系正確的是

 

．
a．c（Na⁺）=2c（SO₃^2-）+c（HSO₃^-）
b．c（Na⁺）＞c（HSO₃^-）＞c（SO₃^2-）＞c（H⁺）=c（OH^-）
c．c（Na⁺）+c（H⁺）=c（HSO₃^-）+c（SO₃^2-）+c（OH^-）
（3）若某溶液中含3mol Na₂SO₃，逐滴滴入一定量稀HCl，恰好使溶液中Cl^-與HSO₃^-物質(zhì)的量之比為2：l，則滴入鹽酸中n（HCl）為

 

mol；
Ⅱ．CO可用于合成甲醇，反應原理為：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）
（1）在容積為2L的密閉容器中通入0.2mol CO（g），0.4mol H₂，達到平衡時，CO轉(zhuǎn)化率為50%，則該溫度下的平衡常數(shù)為

 

，再加入1.0mol CO后，重新達到平衡，CO的轉(zhuǎn)化率

 

（填“增大”，“不變”或“減小”）；平衡體系中CH₃OH的體積分數(shù)

 

 （填“增大”，“不變”或“減小”）；
（2）已知CH₃OH（g）+H₂O（g）=CO₂（g）+3H₂（g）；H₂（g）+

1

2

O₂（g）=H₂O（g）；△H=-241.8kJ/mol
有關鍵能數(shù)據(jù)如表：（單位：kJ/mol）

化學鍵	H-H	H一O	C-H	C一O	C=O
鍵能	435	463	413	356	745

寫出甲醇氣體完全燃燒生成氣態(tài)水的熱化學方程式：

 

．

Answer 1

考點：離子濃度大小的比較,熱化學方程式,化學平衡的計算

專題：基本概念與基本理論

分析：Ⅰ．（1）由表格中的數(shù)據(jù)可知，HSO₃^-越多，酸性越強，則電離生成氫離子；
（2）吸收液呈中性時，溶質(zhì)為亞硫酸鈉和亞硫酸氫鈉，電離與水解的程度相等，結(jié)合電荷守恒解答；
（3）結(jié)合反應的方程式Na₂SO₃+HCl=NaCl+NaHSO₃、NaHSO₃+HCl=NaCl+SO₂↑+H₂O計算；
Ⅱ．（1）利用三段式法計算，結(jié)合端值法判斷平衡移動的方向；
（2）根據(jù)反應的方程式結(jié)合鍵能計算反應熱，進而結(jié)合蓋斯定律可寫出反應的熱化學方程式．

解答： 解：Ⅰ．（1）由表格中的數(shù)據(jù)可知，HSO₃^-越多，酸性越強，則電離生成氫離子，電離方程式為HSO₃^-?H⁺+SO₃^2-，顯酸性是因其電離大于其水解，
故答案為：酸；HSO₃^-電離趨勢大于其水解趨勢；
（2）吸收液呈中性時，溶質(zhì)為亞硫酸鈉和亞硫酸氫鈉，電離與水解的程度相等，
a．由電荷守恒可知，c（H⁺）+c（Na⁺）═2c（SO₃^2-）+c（HSO₃^-）+c（OH^-），中性溶液則c（H⁺）═c（OH^-），則c（Na⁺）═2c（SO₃^2-）+c（HSO₃^-），故a正確；
b．SO₃^2-+H₂O?HSO₃^-+OH^-，HSO₃^-?H⁺+SO₃^2-，亞硫酸兩步水解，則離子濃度為c（Na⁺）＞c（HSO₃^-）＞c（SO₃^2-）＞c（H⁺）=c（OH^-），故b正確；
c．c（Na⁺）+c（H⁺）═c（SO₃^2-）+c（HSO₃^-）+c（OH^-）中不遵循電荷守恒，故c錯誤；
故答案為：ab；
（3）向Na₂SO₃溶液中逐滴滴入一定量稀HCl，首先發(fā)生Na₂SO₃+HCl=NaCl+NaHSO₃，如只發(fā)生該反應，則溶液中Cl^-與HSO₃^-物質(zhì)的量之比為1：l，不符合題意，則還應發(fā)生
NaHSO₃+HCl=NaCl+SO₂↑+H₂O，
則Na₂SO₃+HCl=NaCl+NaHSO₃，
3mol     3mol
NaHSO₃+HCl=NaCl+SO₂↑+H₂O，
xmol   xmol
則（3+x）：（3-x）=2：1，
x=1，
所以滴入鹽酸中n（HCl）為3mol+1mol=4mol，
故答案為：4；
Ⅱ．（1）CO轉(zhuǎn)化率為50%，CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）
       初始濃度（mol/L）：0.1    0.2        0
       變化濃度（mol/L）：0.05   0.1       0.05  
       平衡濃度（mol/L）：0.05   0.1        0.05
則該溫度下的平衡常數(shù)為

0.05

0.05×0．12

=100，
再加入1.0mol CO后，可采用極限法計算，假設H₂完全轉(zhuǎn)化，則
                CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）
初始濃度（mol/L）：0.6    0.2      0
變化濃度（mol/L）：0.1    0.2     0.1
平衡濃度（mol/L）：0.5    0       0.1
則重新達到平衡，CO的轉(zhuǎn)化率

0.1

0.6

=

1

6

＜50%，則轉(zhuǎn)化率減小，
平衡體系中CH₃OH的體積分數(shù)為

0.1

0.5+0.1

=

1

6

＜

0.05

0.15

，則體積分數(shù)減小，
故答案為：100；減��；減小；
（2）由反應熱等于反應物的總鍵能減生成物的總鍵能可知：CH₃OH（g）+H₂O（g）=CO₂（g）+3H₂（g）反應熱為：△H=（413×3+356+463）kJ/mol+2×463kJ/mol-2×745kJ/mol-3×435kJ/mol=189kJ/mol；
即①CH₃OH（g）+H₂O（g）=CO₂（g）+3H₂（g）△H=189kJ/mol，又②H₂（g）+

1

2

O₂（g）=H₂O（g）；△H=-241.8kJ/mol
則利用蓋斯定律將①+②×3得甲CH₃OH（g）+

3

2

O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（g）△H=189kJ/mol+3×（-241.8kJ/mol）=-536.4kJ/mol，
故答案為：CH₃OH（g）+

3

2

O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-536.4kJ/mol．

點評：本題考查較為綜合，涉及離子濃度大小比較、化學平衡的計算以及反應熱的計算，側(cè)重于學生的分析能力和計算能力的考查，為高考常見題型和高頻考點，易錯點為Ⅱ（2），注意反應熱的計算方法的應用，難度中等．