Question

Ⅰ．已知：溫度過高時，WO₂（s）轉變?yōu)閃O₂（g）：
WO₂（s）+2H₂（g）?W（s）+2H₂O（g）△H=+66.0KJ/mol
WO₂（g）+2H₂（g）?W（s）+2H₂O（g）△H=-137.9KJ/mol
則WO₂（s）?WO₂（g）的△H=

 

．
Ⅱ.1100℃時，在體積為2L的恒容容器中發(fā)生如下反應：
Na₂SO₄（s）+4H₂（g）?Na₂S（s）+4H₂O（g）．
（1）下列能判斷該反應達到平衡狀態(tài)的條件是

 

．
A、容器中壓強不變                       B、混合氣體密度不變
C、1molH-H鍵斷裂的同時形成2molH-O鍵    D、H₂的體積分數不變
（2）若2min時反應達到平衡，此時氣體質量增加了8g，則用H₂表示該反應的化學反應速率為

 

．
（3）某溫度下該反應達到平衡狀態(tài)，測得混合氣體的平均相對分子質量為14，則該溫度下的平衡常數K為

 

．
（4）若降低溫度，K值減小，則反應的△H

 

（填“＞”或“＜”）0．
（5）若反應達平衡后，向體系中加入少量的H₂，則反應再次達平衡后，H₂O（g）的體積分數

 

（填“增大”、“減小”或“不變”）．
Ⅲ．某500mL電解溶液中含0.1molNaCl和0.1molCuSO₄．在恒定電流的情況下進行電解，2min后陰極開始產生氣體，5min時停止電解，此時兩極產生的氣體體積理論上相同．
①寫出此過程中陽極的電極反應式

 

，

 

．
②在圖中分別畫出陰、陽兩極產生氣體的體積（已換成標準狀況下的體積）與時間的關系．
③將溶液稀釋為1000ml后，所得溶液的pH為

 

．

Answer 1

考點：用蓋斯定律進行有關反應熱的計算,化學平衡的影響因素,化學平衡狀態(tài)的判斷,化學反應速率和化學計量數的關系,電解原理

專題：基本概念與基本理論

分析：I．依據蓋斯定律和熱化學方程式計算得到所需熱化學方程式；
II．（1）可逆反應達到平衡狀態(tài)時，正逆反應速率相等（同種物質）或正逆反應速率之比等于系數之比（不同物質），平衡時各種物質的物質的量、濃度等不再發(fā)生變化，由此衍生的一些物理量不變，以此分析；
（2）根據氣體的質量變化求出參加反應的氫氣的物質的量濃度變化，再求反應速率；
（3）分別設出平衡時氫氣和水的物質的量，根據混合氣體的平均相對分子質量求出二者的關系，再根據K的表達式求算；
（4）根據溫度對K的影響分析；
（5）該反應等號前后氣體的計量數相同，向體系中加入少量的H₂，與原來的平衡是等效平衡，根據等效平衡分析；
III．溶液中陰陽離子的放電順序分別為：陽離子放電順序Cu²⁺＞H⁺＞Na⁺，陰離子放電順序為Cl^-＞OH^-＞SO₄^2-，陽極發(fā)生2Cl^--2e^-═Cl₂↑、4OH^--4e^-═O₂↑+H₂O，陰極發(fā)生Cu²⁺+2e^-═Cu、2H⁺+2e^-═H₂↑，當氫離子放電實質為電解水，電解后溶液中硫酸與NaOH的物質的量相同，氫離子過量，以此計算．

解答： 解：I．①WO₂（s）+2H₂（g）?W（s）+2H₂O（g）；△H=+66.0kJ?mol^-1
②WO₂（g）+2H₂（g）?W（s）+2H₂O（g）；△H=-137.9kJ?mol^-1
依據蓋斯定律①-②得到WO₂（s）?WO₂（g）的△H=+203.9kJ/mol；
故答案為：+203.9 kJ?mol^-1；
II．（1）A、反應前后氣體的物質的量不變，則容器中壓強始終不變，所以不能根據壓強判斷平衡狀態(tài)，故A錯誤；
B、該容器的體積不變，反應后氣體的質量增大，所以混合氣體密度逐漸增大，當混合氣體的密度不變時即是平衡狀態(tài)，故B正確；
C、1molH-H鍵斷裂為正速率，形成2molH-O鍵為正速率，都是正速率，不能判斷平衡狀態(tài)，故C錯誤；
D、隨著反應進行，氫氣的量逐漸減小，所以H₂的體積分數逐漸減小，當氫氣的體積分數不變時即是平衡狀態(tài)，故D正確；
故答案為：BD；
（2）設參加反應的氫氣的物質的量為xmol，
Na₂SO₄（s）+4H₂（g）?Na₂S（s）+4H₂O（g）
          xmol                xmol
已知2min時反應達到平衡，此時氣體質量增加了8g，則18x-2x=8，解得x=0.5，v（H₂）=

0.5mol 2L

2min

=0.125mol/（L?min），
故答案為：0.125mol/（L?min）；
（3）設平衡時氫氣的物質的量為amol，H₂O的物質的量為bmol，則

2a+18b

a+b

=14，則b=3a，所以K=

c4(H2O)

c4(H2)

=

( 3a 2 )4

( a 2 )4

=81，故答案為：81；
（4）若降低溫度，K值減小，則平衡逆移，逆方向為放熱方向，所以正方向為吸熱方向，即反應的△H＞0，故答案為：＞；
（5）該反應等號前后氣體的計量數相同，向體系中加入少量的H₂，與原來的平衡是等效平衡，所以達到平衡時各氣體的百分含量不變，即H₂O（g）的體積分數不變，故答案為：不變；
III．①溶液中陰陽離子的放電順序分別為：陽離子放電順序Cu²⁺＞H⁺＞Na⁺，陰離子放電順序為Cl^-＞OH^-＞SO₄^2-，則陽極發(fā)生2Cl^--2e^-═Cl₂↑、4OH^--4e^-═O₂↑+H₂O，
故答案為：2Cl^--2e^-═Cl₂↑；4OH^--4e^-═O₂↑+H₂O；
②2min之前，陽極發(fā)生2Cl^--2e^-═Cl₂↑，
              0.1mol 0.1  0.05
     陰極發(fā)生Cu²⁺+2e^-═Cu
            0.05  0.1
2min～5min，
陽極發(fā)生4OH^--4e^-═O₂↑+H₂O
            4x   x
陰極發(fā)生Cu²⁺+2e^-═Cu
      0.05  0.1
      2H⁺+2e^-═H₂↑
       4x-0.1  2x-0.05，
兩極產生的氣體體積理論上相同，則0.05+x=2x-0.05，解得x=0.1，即兩極各收集0.15mol氣體，
如圖，故答案為：；
③溶液中發(fā)生的電解總方程為：2NaCl+2CuSO₄+2H₂O

通電  .

H₂↑+O₂↑+Cl₂↑+Cu+2NaHSO₄
則電解后有0.1molNaHSO₄，稀釋至1000mL，則c（H⁺）=

0.1mol

1L

=0.1mol/L，所以pH=1，
故答案為：1．

點評：本題考查了熱化學方程式和蓋斯定律的計算應用、反應速度及平衡常數的計算、影響平衡移動的因素、電解原理的應用等，題目綜合性較強，考查的知識點較多，難度較大；明確K的含義、等效平衡原理、電解中離子的放電順序及電極反應為解答該題的關鍵．