Question

6．研究氧化物與懸浮在大氣中的海鹽粒子的相互作用時，涉及如下反應：
2NO₂（g）+NaCl（s）?NaNO₃（s）+ClNO（g）　K₁△H₁＜0（Ⅰ）
2NO（g）+Cl₂（g）?2ClNO（g）　K₂△H₂＜0（Ⅱ）
（1）4NO₂（g）+2NaCl（s）?2NaNO₃（s）+2NO（g）+Cl₂（g）
請回答下列問題：
（1）4NO₂（g）+2NaCl（s）?2NaNO₃（s）+2NO（g）+Cl₂（g）
的 平 衡 常 數K=$\frac{{{K}_{1}}^{2}}{{K}_{2}}$（用 K ₁、K ₂ 表示）．
（2 ）若反應Ⅰ在絕熱密閉容器中進行，實驗測得NO₂（ g ）的轉化率隨時間變化的示意圖如圖所示，t_3 ～t ₄ 時刻，NO₂（g）的轉化率 （NO₂%）降低的原因是因反應為放熱反應且反應容器為絕熱容器，隨著反應的進行，體系的溫度會升高，故再次達平衡時的轉化率會降低．
（3 ）若反應Ⅱ在恒溫、恒容條件下進行，下列能判斷該反應一定達到平衡狀態(tài)的是AD．
A．容器內壓強不再變化
B．n （ ClNO ）=n （ NO ）
C．混合氣體密度不變
D．υ 正 （ NO ）=υ 逆 （ ClNO ）
（4 ）在一定溫度和壓強下，反應Ⅱ達到平衡，當 NO和 Cl₂ 的比例不同時，對 Cl ₂的轉化率及平衡混合物中 ClNO 的體積分數都有影響．設 NO 和 Cl₂ 起始物質的量之比為 x，平衡時 Cl₂ 的轉化率為 a，平衡混合物中 ClNO 的體積分數為y，判斷 a、x、y 三者的相互關系，用 a 和 x 的代數式表示 y，y=$\frac{2a}{x+1-a}$．
（5）實 驗 室 可 用 NaOH 溶 液 吸 收 NO₂，反 應 為2NO₂+2NaOH═NaNO₃+NaNO₂+H₂O．含 0.2molNaOH 的水溶液與 0.2molNO₂ 恰好完全反應得1L溶液 A，溶液B為 0.1mol•L^-1 的CH ₃ COONa 溶液，則兩溶液中 c（NO₃ ^- ）、c（ NO₂^- ）、c （ CH₃COO^- ）由大到小的順序c（NO₃^-）＞c（NO₂^-）＞c（CH₃COO^-）（已知 HNO ₂ 的電離常數 K ₃=7.1×10^-4 mol•L ^-1，CH₃ COOH 的電離常數K₄=1.7×10^-5 mol•L^-1 ）．常溫下，向溶液 B 中加水稀釋過程中，下列比值變大的是a、b、c．
a．c（H⁺）/c（OH^-）
b．（OH^-）/c（ CH₃COO^- ）
c．c（Na⁺）/c（ CH₃COO^- ）
d．c（ CH₃COO^- ）•c（H⁺）/c（CH₃COOH）

Answer 1

分析 （1）已知：①2NO₂（g）+NaCl（s）?NaNO₃（s）+ClNO（g），
②2NO（g）+Cl₂（g）?2ClNO（g），
根據蓋斯定律①×2-②可得：4NO₂（g）+2NaCl（s）?2NaNO₃（s）+2NO（g）+Cl₂（g），則該反應平衡常數為①的平衡常數平方與②的商；
（2）若反應Ⅰ在絕熱密閉容器中進行，2NO₂（g）+NaCl（s）?NaNO₃（s）+ClNO（g）　K₁ △H₁＜0，反應為放熱反應，反應進行溫度升高；
（3）可逆反應達到平衡狀態(tài)，一定滿足正逆反應速率相等，各組分的濃度、百分含量不再變化，據此進行判斷；
（4）設 NO 和 Cl₂ 起始物質的量之比為 x，平衡時 Cl₂ 的轉化率為 a，結合化學三行計算列式，依據平衡混合物中 ClNO 的體積分數為y，計算得到；
（5）0.2mol NaOH的水溶液與0.2mol NO₂恰好完全反應得1L溶液A，反應為2NO₂+2NaOH═NaNO₃+NaNO₂+H₂O，得到溶液中NaNO₃物質的量濃度為0．mol/L，NaNO₂物質的量為0.1mol/L，溶液B為0.1mol•L^-1的CH₃COONa溶液，已知HNO₂的電離常數K_a=7.1×10^-4mol•L^-1，CH₃COOH的電離常數K_a=1.7×10^-5mol•L^-1，說明CH₃COOH酸性小于HNO₂的酸性，對應陰離子水解程度大，據此分析判斷；

解答 解：（1）2NO₂（g）+NaCl（s）?NaNO₃（s）+ClNO（g） K₁ △H＜0 （I）
2NO（g）+Cl₂（g）?2ClNO（g） K₂ △H＜0 （II）
根據蓋斯定律，Ⅰ×2-Ⅱ可得：4NO₂（g）+2NaCl（s）?2NaNO₃（s）+2NO（g）+Cl₂（g），則該反應平衡常數K=$\frac{{{K}_{1}}^{2}}{{K}_{2}}$，故答案為：$\frac{{{K}_{1}}^{2}}{{K}_{2}}$；
（2）若反應Ⅰ在絕熱密閉容器中進行，2NO₂（g）+NaCl（s）?NaNO₃（s）+ClNO（g）　K₁ △H₁＜0，反應為放熱反應，實驗測得NO₂（ g ）的轉化率隨時間變化的示意圖中t_3～t ₄ 時刻，NO₂（g）的轉化率 （NO₂%）降低，因反應為放熱反應且反應容器為絕熱容器，隨著反應的進行，體系的溫度會升高，故再次達平衡時的轉化率會降低，
故答案為：因反應為放熱反應且反應容器為絕熱容器，隨著反應的進行，體系的溫度會升高，故再次達平衡時的轉化率會降低；
（3）2NO（g）+Cl₂（g）?2ClNO（g）　K₂△H₂＜0，反應為氣體體積減小的放熱反應，
A．反應前后氣體物質的量變化，容器內壓強不再變化，說明反應達到平衡狀態(tài)，故A正確；
B．n （ ClNO ）=n （ NO ）不能說明正逆反應速率相同，不能證明反應達到平衡狀態(tài)，故B錯誤；
C．質量和體積不變，氣體混合氣體密度始終不變，不能說明反應達到平衡狀態(tài)，故C錯誤；
D．反應速率之比等于化學方程式計量數之比，υ 正 （ NO ）=υ 正 （ ClNO ），υ 正 （ NO ）=υ 逆 （ ClNO ）說明ClNO的正逆反應速率相同，故D正確；
故答案為：AD；
（4）設 NO 和 Cl₂ 起始物質的量之比為 x，平衡時 Cl₂ 的轉化率為 a，結合化學三行計算列式，
                         2NO（g）+Cl₂（g）?2ClNO（g）
起始量（mol）    x                1                     0
變化量（mol） 2a                a                   2a
平衡量（mol）  x-2a           1-a                  2a
依據平衡混合物中 ClNO 的體積分數為y=$\frac{2a}{x+1-a}$，
故答案為：y=$\frac{2a}{x+1-a}$；
（5）0.2mol NaOH的水溶液與0.2mol NO₂恰好完全反應得1L溶液A，反應為2NO₂+2NaOH═NaNO₃+NaNO₂+H₂O，得到溶液A中NaNO₃物質的量濃度為0．mol/L，NaNO₂物質的量為0.1mol/L，溶液B為0.1mol•L^-1的CH₃COONa溶液，已知HNO₂的電離常數K_a=7.1×10^-4mol•L^-1，CH₃COOH的電離常數K_a=1.7×10^-5mol•L^-1，說明CH₃COOH酸性小于HNO₂的酸性，對應陰離子水解程度大，醋酸根離子和亞硝酸根離子水解，兩溶液中c（NO₃^-）、c（NO₂^-）和c（CH₃COO^-）由大到小的順序為：c（NO₃^-）＞c（NO₂^-）＞c（CH₃COO^-），
溶液B為0.1mol•L^-1的CH₃COONa溶液，常溫下，向溶液 B 中加水稀釋過程中，
a．稀釋過程中氫氧根離子濃度減小，溶液中存在離子積常數，則氫離子濃度增大，$\frac{c（{H}^{+}）}{c（O{H}^{-}）}$比值增大，故a正確；
b．加水稀釋促進電離$\frac{c（O{H}^{-}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$比值增大，故b正確；
c．溶液中加水稀釋，$\frac{c（N{a}^{+}）}{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}$=$\frac{n（N{a}^{+}）}{n（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}$，醋酸根離子物質的量減小，比值增大，故c正確；
d．$\frac{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）c（{H}^{+}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$為電離平衡常數表達式，溫度不變電離平衡常數不變，故d錯誤，
故答案為：c（NO₃^-）＞c（NO₂^-）＞c（CH₃COO^-）； a、b、c；

點評 本題考查了化學平衡常數的計算，影響化學平衡的因素分析應用，電解質溶液中鹽類水解，離子濃度大小比較，調節(jié)溶液PH的方法分析判斷，掌握基礎是關鍵，題目難度中等．