Question

【題目】磷酸是重要的化學試劑和工業(yè)原料。請回答下列問題：

（1）已知：25°C時，磷酸和碳酸的電離常數(shù)如下表所示。

向Na2CO3溶液中滴加少量H3PO4溶液，反應的離子方程式為__。

（2）已知：

I.CaO(s)+H2SO4(l)=CaSO4(s)+H2O(l) H= -271kJ·mol-1

II.5CaO(s)+3H3PO4(l)+HF(g)=Ca3(PO4)3F(s)+5H2O(l) H=-937 kJ·mol-1

回答下列問題：

①工業(yè)上用Ca3(PO4)3F和硫酸反應制備磷酸的熱化學方程式為__。

②一定條件下，在密閉容器中只發(fā)生反應II，達到平衡后縮小容器容積，HF的平衡轉化率__(填“增大”“減小”或“不變”，下同)；HF的平衡濃度__。

（3）工業(yè)上用磷尾礦制備Ca3(PO4)3F時生成的副產(chǎn)物CO可用于制備H2，原理為CO(g)+H2O(g)=CO2(g)+H2(g) H。

①一定溫度下，向10L密閉容器中充入0.5molCO和lmolH2O(g)，2min達到平衡時，測得0~2min內用CO2表示的反應速率v(CO2)=0.02mol·L-1·min-1。則CO的平衡轉化率a=__，該反應的平衡常數(shù)K=__。

②在壓強不變的密閉容器中發(fā)生上述反應，設起始的=y，CO的平衡體積分數(shù)(φ)與溫度(T)的關系如圖所示。則：該反應的H__0(填“>”“<”或“=”，下同)。a_1，理由為__。

Answer 1

【答案】H3PO4+2CO32-= 2HCO3-+HPO42- Ca5(PO4)3F(s)＋5H2SO4(l)3H3PO4(l)＋HF(g)＋5CaSO4(s) ΔH=－418 kJ·mol－1 增大 不變 80% < < 相同溫度下，y越小，CO 的轉化率越大，其平衡體積分數(shù)越小

【解析】

根據(jù)電離平衡常數(shù)可知酸性有如下關系：H3PO4﹥H2CO3﹥H2PO4-﹥HCO3-﹥HPO42-，少量H3PO4和CO32-不能生成二氧化碳和水，只能生成HCO3-，由于H2PO4-﹥HCO3-，H2PO4-也能和CO32-反應，所以另一個產(chǎn)物為HPO42-。

（1）根據(jù)電離平衡常數(shù)可知酸性有如下關系：H3PO4﹥H2CO3﹥H2PO4-﹥HCO3-﹥HPO42-，所以少量磷酸和碳酸鈉反應的最終產(chǎn)物為：NaHCO3和NaHPO4，所以離子方程式為：H3PO4+2CO32-= 2HCO3-+HPO42-，故答案為：H3PO4+2CO32-= 2HCO3-+HPO42-；

（2）①已知：Ⅰ．CaO(s)＋H2SO4(l)CaSO4(s)＋H2O(l) ΔH=－271 kJ·mol－1

Ⅱ．5CaO(s)+3H3PO4(l)＋HF(g)Ca5(PO4)3F(s)＋5H2O(l)ΔH=－937 kJ·mol－1

根據(jù)蓋斯定律可知Ⅰ×5－Ⅱ即得到Ca5(PO4)3F和硫酸，所以反應制備磷酸的熱化學方程式為Ca5(PO4)3F(s)＋5H2SO4(l)3H3PO4(l)＋HF(g)＋5CaSO4(s) ΔH=－418 kJ·mol－1，故答案為：Ca5(PO4)3F(s)＋5H2SO4(l)3H3PO4(l)＋HF(g)＋5CaSO4(s) ΔH=－418 kJ·mol－1；

②反應Ⅱ的正反應體積減小，所以達到平衡后縮小容器容積平衡向正反應方向移動，HF的平衡轉化率增大。由于溫度不變，平衡常數(shù)不變，即K＝c(HF)，因此HF的平衡濃度不變，故答案為：增大；不變；

（3）①測得 0～2 min內用CO2表示的反應速率v(CO2)=0.02 mol·L－1·min－1，所以生成CO2濃度是0.04mol/L，則 ，因此CO的平衡轉化率α=×100%＝80%，該反應的平衡常數(shù) K＝=，故答案為：80%；；

②根據(jù)圖像可知升高溫度CO的體積分數(shù)增大，說明平衡向正反應方向進行，所以該反應的 ΔH＜0，由于相同溫度下，y越小，CO 的轉化率越大，其平衡體積分數(shù)越小，所以a＜1，故答案為：<；<；相同溫度下，y越小，CO 的轉化率越大，其平衡體積分數(shù)越小。