Question

【題目】含碳化合物種類繁多。回答下列問題：

(1)一定溫度下，在密閉容器中將等物質的量的CO(g)和H2O(g)混合，采用適當的催化劑進行反應CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)，已知此溫度下，該反應的平衡常數K=16，則平衡時體系中H2的物質的量分數為_________%。

(2)在催化劑Ru催化下，CO2與H2反應可生成CH4，反應方程式為CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g)。已知H2的體積分數隨溫度的升高而增加。若溫度從300℃升至400℃，重新達到平衡，則v正______(填“增大”“減小”或“不變”，下同)，v逆_______，平衡常數K________，轉化率α________；若在相同溫度時，上述反應在不同起始濃度下分別達到平衡，各物質的平衡濃度如下表：

	c(CO2)/mol/L	c(H2)/mol/L	c(CH4)/mol/L	c(H2O)/mol/L
平衡I	a	b	c	d
平衡II	m	n	x	y

則a、b、c、d與m、n、x、y之間的關系式為_____________。

(3)已知相關物質的電離平衡常數如下表：

①0.1 mol·L-1的Na2CO3溶液的pH_______(填“大于”“小于”或“等于”)0.1 mol·L-1的Na2C2O4溶液的pH。

②若將等濃度的草酸溶液和碳酸溶液等體積混合，溶液中粒子濃度大小的順序正確的是_________(填字母)。

a.c(H+)>c(HC2O4-)>c(HCO3-)>c(CO32-) b.c(HCO3-)>c(HC2O4-)>c(C2O42-)>c(CO32-)

c.c(H+)>c(HC2O4-)>c(CO32-)>c(C2O42-) d.c(H2CO3)>c(HCO3-)>c(HC2O4-)>c(CO32-)

Answer 1

【答案】40 增大 增大 減小 減小 大于 a

【解析】

(1)假設反應開始時CO(g)和H2O(g)為1 mol，反應達到平衡時產生H2的物質的量為x，根據該溫度下平衡常數K=16計算x的值，再計算H2的平衡含量；

(2)溫度升高，化學反應速率加快；利用溫度升高，H2的含量增大判斷反應的熱效應，再分析溫度對平衡常數及物質平衡轉化率的影響；平衡常數的定義式書寫平衡常數，利用同一溫度下的平衡常數相同計算；

(3)根據鹽的水解規律分析、比較。

(1) 假設反應開始時CO(g)和H2O(g)為1 mol，反應達到平衡時產生H2的物質的量為x，根據反應CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)中物質轉化關系可知平衡時n(CO)=n(H2O)=(1-x) mol，n(CO2)=n(H2)=x mol，該反應是反應前后氣體體積相等的反應，所以根據平衡常數的含義可得K==16，解得x=0.8 mol，所以平衡時H2的體積分數為：×100%=40%；

(2)對于反應CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g)，已知H2的體積分數隨溫度的升高而增加，說明升高溫度，化學平衡逆向移動。根據平衡移動原理：升高溫度，化學平衡向吸熱反應方向移動，所以該反應的正反應為放熱反應。若溫度從300℃升至400℃，溫度升高化學反應速率加快，所以重新達到平衡時v正增大，v逆增大，平衡逆向移動，使平衡常數K減小，反應物的轉化率α減小。若在相同溫度時，上述反應在不同起始濃度下分別達到平衡，根據各物質的平衡濃度可知平衡I的化學平衡常數K1=，平衡II的化學平衡常數K2=，由于是該反應同一溫度下的平衡常數，所以K1= K2，所以；

(3)①根據表格數據可知弱酸的電離平衡常數K2：H2C2O4>H2CO3，Na2CO3、Na2C2O4都是強堿弱酸鹽，水解使溶液顯堿性，由鹽的水解規律：誰弱誰水解，誰強顯誰性，越弱越水解，可知水解程度Na2CO3>Na2C2O4，所以兩種溶液的pH：Na2CO3>Na2C2O4；

②碳酸H2CO3：Ka1=4.3×10-7，Ka2=5.6×10-11，草酸H2C2O4：Ka1=5.9×10-2，Ka2=6.4×10-5，酸性：H2C2O4>H2CO3，根據酸電離平衡常數越大，該酸電離產生的離子濃度越大，溶液中H+是兩種酸電離產生，則H+濃度最大，由于酸電離分步進行，電離平衡常數減小，則該酸電離產生的離子濃度也逐漸減小，酸溶液中主要以酸分子存在，分子濃度大于電離產生的離子濃度，酸性強，則電離程度大，所以c(H2CO3)>c(H2C2O4)，根據電離平衡常數的大小可以得到離子濃度大小順序是：c(H+)>c(HC2O4-)>c(HCO3-)>c(C2O42-)>c(CO32-)，故合理選項是a。