Question

【題目】研究氮氧化物與懸浮在大氣中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 H ＜0（Ⅰ）

2NO（g）+Cl2（g）2ClNO（g） K2 H ＜0 （Ⅱ）

（1）4NO2（g）+2NaCl（s）2NaNO3（s）+2NO（g）+Cl2（g）的平衡常數K= （用K1、K2表示）。

（2）為研究不同條件對反應（Ⅱ）的影響，在恒溫條件下，向 2L恒容密閉容器中加入0.2mol NO和0.1mol Cl2，10min時反應（Ⅱ）達到平衡。測得10min內v（ClNO）=7.5×10-3molL-1min-1，則：平衡后n（Cl2）= mol，NO的轉化率а1= ，其它條件保持不變，反應（Ⅱ）在恒壓條件下進行，平衡時NO的轉化率а2 а1（填“＞”“＜”或“＝”），平衡常數K2 （填“增大”“減小”或“不變”）。若要使K2減小，可采用的措施是 。

（3）實驗室可用NaOH溶液吸收NO2，反應為2NO2+2NaOH=NaNO3+NaNO2+H2O。含0.2mol NaOH的水溶液與0.2mol NO2恰好完全反應得 1L溶液A，溶液B為0.1molL1的CH3COONa溶液，則兩溶液中c(NO3)、c(NO2－)和c(CH3COO)由大到小的順序為 。（已知HNO2的電離常數Ka=7.1×10-4molL1，CH3COOH的電離常數Ka=1.7×10-5molL1）。

可使溶液A和溶液B的pH相等的方法是 。

A．向溶液A中加適量水 B．向溶液A中加適量NaOH

C．向溶液B中加適量水 D．向溶液B中加適量NaOH

Answer 1

【答案】（1）（2）2.5×10-2；75%；＞；不變；升高溫度 （3）c(NO3) ＞c(NO2－)＞ c(CH3COO)；B、C

【解析】

試題分析：

（1）反應（Ⅰ）平衡常數K1=，反應（Ⅱ）平衡常數K2 =，

反應4NO2（g）+2NaCl（s）2NaNO3（s）+2NO（g）+Cl2（g）的平衡常數K=，計算得到K=，故答案為：；

（2）在恒溫條件下，向2L恒容密閉容器中加入0.2mol NO和0.1mol Cl2，10min時反應（Ⅱ）達到平衡，測得10min內v（ClNO）=7.5×10-3molL-1min-1，物質的量為7.5×10-3molL-1min-1×10min×2L=0.15mol，依據平衡三段式列式計算；

2NO（g）+ Cl2（g）2ClNO（g），

起始量（mol） 0.2 0.1 0

變化量（mol） 0.15 0.075 0.15

平衡量（mol） 0.05 0.025 0.15

則平衡后n（Cl2）=0.025mol，

NO的轉化率α1=×100%=75%；

其他條件保持不變，反應（Ⅱ）在恒壓條件下進行，隨反應進行，氣體體積減小，為保持恒壓所以容器體積減小，壓強增大，平衡正向進行，平衡時NO的轉化率α2 增大；平衡常數隨溫度變化，不隨濃度、壓強變化，若要使K2減小，平衡逆向進行，反應是放熱反應，依據平衡移動原理應升高溫度，平衡逆向進行；故答案為：0.025；75%；＞；不變；升高溫度；

（3）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0.1molL-1的CH3COONa溶液，已知HNO2的電離常數Ka=7.1×10-4molL-1，CH3COOH的電離常數Ka=1.7×10-5molL-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-）；

使溶液A和溶液B的pH值相等的方法，依據溶液組成和性質分析，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0.1molL-1的CH3COONa溶液，溶液B堿性大于A溶液；A、上述分析可知，溶液B堿性大于A溶液，向溶液A中加適量水，稀釋溶液，減小減小，不能調節溶液PH相同，故A不符合；B、向溶液A中加適量NaOH，增大堿性，可以調節溶液pH相同，故B符合；C、向溶液B中加適量水，稀釋溶液堿性減弱，可以調節溶液pH，故C符合；D、溶液B堿性大于A溶液，向溶液B中加適量NaOH，溶液pH更大，不能調節溶液pH相同，故D不符合；故答案為：BC；