Question

關于下列各圖的敘述中不正確的是

A．已知CO的燃燒熱為283 kJ/mol,2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)　ΔH＝－483.6 kJ/mol，則圖甲表示CO和H2O(g)生成CO2和H2的能量變化

B．某溫度下，pH＝11的NH3·H2O和pH＝1的鹽酸等體積混合后(不考慮混合后溶液體積的變化)恰好完全反應，反應后的溶液中NH4+ 、NH3·H2O與NH3三種微粒的平衡濃度之和為0.05 mol·L－1

C．在常溫下，X2(g)和H2反應生成HX的平衡常數如表所示，僅依據K的變化，就可以說明在相同條件下，平衡時X2(從F2到I2)的轉化率逐漸降低，且X2與H2反應的劇烈程度逐漸減弱

D．圖乙中曲線表示常溫下向弱酸HA的稀溶液中加水稀釋過程中，的變化情況

Answer 1

C

A選項，CO燃燒的熱化學方程式為
CO(g)＋O₂(g)===CO₂(g)　ΔH₁＝－283 kJ/mol,
H₂(g)＋O₂(g)===H₂O(g)　ΔH₂＝－241.8 kJ/mol，
用方程式一減去方程式二得CO(g)＋H₂O(g)===CO₂(g)＋H₂(g)，故ΔH＝ΔH₁－ΔH₂＝－283 kJ/mol＋241.8 kJ/mol＝－41.2 kJ/mol；B選項，NH₃·H₂O是弱堿，鹽酸是強酸，pH＝1的鹽酸溶液中溶質的濃度等于溶液中c(H^＋)＝0.1 mol/L，酸與堿等體積混合恰好反應說明氨水中溶質濃度恰好等于鹽酸中溶質濃度，即NH₃·H₂O溶液中溶質濃度為0.1 mol/L，反應后溶液體積變成原來兩倍，由N元素守恒知混合溶液中NH、NH₃·H₂O與NH₃三者濃度和為0.1 mol/L×V L÷2V L＝0.05 mol/L；D選項，HA是弱酸，溶液中存在電離方程式：HAH^＋＋A^－，電離平衡常數，溫度一定，K_a是個常數，，稀釋過程中c(H^＋)逐漸減小，故
逐漸增大。