Question

 “低碳循環(huán)”已引起各國家的高度重視，而如何降低大氣中CO₂的含量和有效地開發(fā)利用CO₂正成為化學家研究的主要課題。

（1）用電弧法合成的儲氫納米碳管常伴有大量的碳納米顆粒（雜質），這種顆粒可用如下氧化法提純，請完成該反應的化學方程式：

___ C+ ___ KMnO₄+ ____ H₂SO₄→____CO₂↑+ ____MnSO₄ + ____K₂SO₄+ ____H₂O

  （2）將不同量的CO(g)和H₂O(g)分別通入到體積為2L的恒容密閉容器中，進行反應CO(g)＋H₂O(g)CO₂(g)＋H₂(g)，得到如下三組數據：

實驗組	溫度℃	起始量/mol	平衡量/mol	達到平衡所需 時間/min
CO	H2O	H2	CO
1	650	4	2	1．6	2．4	6
2	900	2	1	0．4	1．6	3
3	900	a	b	c	d	t

 

①實驗2條件下平衡常數K=            。

②實驗3中，若平衡時，CO的轉化率大于水蒸氣，則a/b 的值______(填具體值或取值范圍)。

③實驗4，若900℃時，在此容器中加入CO、H₂O、CO₂ 、H₂均為1mol，則此時V_正       V_逆（填“<” ，“>” ，“=”）。

（3）已知在常溫常壓下：

① 2CH₃OH(l) ＋ 3O₂(g) ＝ 2CO₂(g) ＋ 4H₂O(g)   ΔH＝－1275.6 kJ／mol

② 2CO (g)+ O₂(g) ＝ 2CO₂(g)   ΔH＝－566.0 kJ／mol

③ H₂O(g) ＝ H₂O(l)   ΔH＝－44.0 kJ／mol

寫出甲醇不完全燃燒生成一氧化碳和液態(tài)水的熱化學方程式：____________

（4）已知草酸是一種二元弱酸，草酸氫鈉（NaHC₂O₄）溶液顯酸性。常溫下，向10 mL 0.01 mol·L^-1 H₂C₂O₄溶液中滴加10mL 0.01mol·L^-1 NaOH溶液時，比較溶液中各種離子濃度的大小關系                                      ；

（5）CO₂在自然界循環(huán)時可與CaCO₃反應，CaCO₃是一種難溶物質，其Ksp=2.8×10^-9。

CaCl₂溶液與Na₂CO₃溶液混合可形成CaCO₃沉淀，現將等體積的CaCl₂溶液與Na₂CO₃溶液混合，若Na₂CO₃溶液的濃度為1×10^-4mo1/L ，則生成沉淀所需CaCl₂溶液的最小濃度為                    mo1/L 。

 

Answer 1

【答案】

（共15分）

（1） 5、4、6、5、4、2、6（2分）

（2）①1/6或0.17(2分)   ②<1 （填0<a/b<1亦可）(2分)     ③< (2分)  

（3）CH₃OH(l)+ O₂(g) ＝ CO(g) + 2H₂O(l)   ΔH＝﹣442.8 kJ∕mol  (3分)

（聚集狀態(tài)沒注明不得分，未配平不得分）

（4）c(Na⁺)> c(HC₂O₄^-)> c(H⁺)> c(C₂O₄^2-) > c(OH^-)(2分)；（5）1.12×10^{— 4}mo1/L （2分）

【解析】

試題分析：

（1）反應中C→CO₂，碳元素化合價由0價升高為+4價，共升高4價，KMnO₄→MnSO₄，Mn元素化合價由+7價降低為+2價，共降低5價，化合價升降最小公倍數為20，故C的系數為5，故KMnO₄系數為4，結合原子守恒配平后方程式為：5C+4KMnO₄+6H₂SO₄=5CO₂↑+4MnSO₄+2K₂SO₄+6H₂O

（2）①、平衡時CO的物質的量為1.6mol，則：

CO（g）+H₂O（g）=CO₂（g）+H₂（g），

開始（mol）：2          1         0        0

變化（mol）：0.4       0.4       0.4       0.4

平衡（mol）：1.6       0.6       0.4       0.4

該反應前后氣體體積不變，故利用物質的量代替濃度計算平衡常數，故900℃時該反應平衡常數k==0.17，

②、由于CO與H₂的化學計量數相等都為1，所以當兩者物質的量相等時二者轉化率相等。要使CO轉化率大于H₂的轉化率，則增大H₂的物質的量，即a/b的值小于1，

③、由①900℃時，該反應的平衡常數為0.17，實驗4，在900℃時，在此容器中加入CO、H₂O、CO₂、H₂均為1mol，則此時濃度商Qc==1，大于平衡常數0.17，故反應向逆反應進行，所以V_正＜V_逆，

（3）①2CH₃OH（l）+3O₂（g）=2CO₂（g）+4H₂O（g）△H=-1275.6kJ/mol

②2CO （g）+O₂（g）=2CO₂（g）△H=-566.0kJ/mol

③H₂O（g）=H₂O（l）△H=-44.0kJ/mol

依據蓋斯定律①-②+③×4得：2CH₃OH（l）+2O₂（g）=2CO （g）+4H₂O（l）△H=-885.6KJ/mol；

即CH₃OH（l）+O₂（g）=CO （g）+2H₂O（l）△H=-442.8KJ/mol；

（4）向10mL 0.01mol•L^-1 H₂C₂O₄溶液中滴加10mL 0.01mol•L^-1 NaOH溶液，二者恰好反應，所得溶液為NaHC₂O₄溶液，在該溶液中，直接電離出的Na⁺和HC₂O₄^-濃度最大，NaHC₂O₄溶液顯酸性，說明HC₂O₄^-的電離程度大于水解，所以c（Na⁺）＞c（HC₂O₄^-），c（H⁺）＞c（OH^-），溶液中水電離生成氫離子，故c（H⁺）＞c（C₂O₄^2-），溶液呈酸，電離產生的c（C₂O₄^2-）原大于c（OH^-），溶液中離子濃度c（Na⁺）＞c（HC₂O₄^-）＞c（H⁺）＞c（C₂O₄^2-）＞c（OH^-），

（5）Na₂CO₃溶液的濃度為1×10^-4mo1/L，等體積混合后溶液中

c（CO₃^2-）=×1×10^-4mo1/L=5×10^-5mo1/L，根據Ksp=c（CO₃^2-）•c（Ca²⁺）=2.8×10^-9可知，鈣離子最小濃度c（Ca²⁺）=mol/L=5.6×10^-5mol/L，原溶液CaCl₂溶液的最小濃度為混合溶液中c（Ca²⁺）的2倍，故原溶液CaCl₂溶液的最小濃度為2×5.6×10^-5mol/L=1.12×10^-4mol/L。

考點定位：本題考查氧化還原反應配平、平衡常數的計算與運用、熱化學方程式書寫、離子濃度大小比較、溶度積的有關計算等，題目綜合性較大，是對學生能力的考查，難度中等，（5）中計算為易錯點，溶液忽略混合后溶液的濃度發(fā)生變化。