Question

【題目】氯氣用途廣泛，但在使用時，一般會產生氯化氫。工業上可用O2將HCl轉化為Cl2，以提高效益，減少污染。反應為：O2+4HCl2Cl2 +2H2O。

完成下列填空：

（1）該反應化學平衡常數K的表達式為___；實驗測得P0壓強下，HCl平衡轉化率α(HCl)隨反應溫度T的變化如圖所示，則正反應是___反應（填“吸熱”或者“放熱”）。

（2）上述實驗中若壓縮體積使壓強由P0增大至P1，在圖中畫出P1壓強下HCl平衡轉化率α(HCl)隨反應溫度T變化的曲線___，并簡要說明理由：___。

（3）該反應在P0、320℃條件下進行，達平衡狀態A時，測得容器內n(Cl2)=7.2×10–3mol，則此時容器中的n(HCl)=___mol。

（4）對該反應達到平衡后，以下分析正確的是___（選填編號）。

a．增加n(HCl)，對正反應的反應速率影響更大

b．體積不變加入稀有氣體，對正反應的反應速率影響更大

c．壓強不變加入稀有氣體，對逆反應的反應速率影響更大

d．如果平衡常數K值增大，對逆反應的速率影響更大

（5）氯元素能形成多種離子。在水溶液中1molCl-、1molClOx–(x=1，2，3，4)能量的相對大小如圖所示，寫出B→A+C反應的化學方程式（用離子符號表示）___；若有1.5molB發生反應，轉移電子___mol。

Answer 1

【答案】K= 放熱 增大壓強，平衡右移，溫度相同情況下，轉化率增大 2.54×10–3 a、d 3ClO–=2Cl– +ClO3– 2

【解析】

（1）化學平衡常數，是指在一定溫度下，可逆反應達到平衡時各生成物濃度的化學計量數次冪的乘積除以各反應物濃度的化學計量數次冪的乘積所得的比值；升高溫度平衡向吸熱的方向移動，據此判斷；

（2）正反應為氣體體積減小的反應，增大壓強，平衡向正反應方向移動，相同溫度下HCl的平衡轉化率比之前實驗的大；

（3）設反應中氯化氫的起始的物質的量為amol，反應在P0、320°C條件下進行，達平衡狀態A時，氯化氫的轉化率為85%，即有85%amol的氯化氫反應生成氯氣的物質的量為，所以a=1.69×10-2mol，據此計算；

（4）a．增加n（HCl），平衡正向移動；

b．體積不變加入稀有氣體，各物質的濃度不變，所以平衡不移動；

c．壓強不變加入稀有氣體，則體積變大，相當于對原平衡體系減壓，則平衡向逆反應方向移動，據此判斷；

d．如果平衡常數K值增大，即平衡向正反應方向移動，即正反應速率大于逆反應的速率，由于該反應為放熱反應，所以要降低溫度，據此判斷；

（5）B自身發生氧化還原反應生成A和D，根據轉移電子守恒得該反應方程式為3ClO-=ClO3-+2Cl-，根據反應中氯元素的化合價的變化判斷轉移電子數。

（1）平衡常數K=；升高溫度平衡向吸熱的方向移動，根據圖知，溫度升高，氯化氫的轉化下降，即平衡逆向移動，所以該反應的正反應為放熱反應，故答案為：K=；放熱；

（2）正反應為氣體體積減小的反應，增大壓強，平衡向正反應方向移動，相同溫度下HCl的平衡轉化率比之前實驗的大，故答案為：

；

增大壓強，平衡右移，溫度相同情況下，轉化率增大；

3）設反應中氯化氫的起始的物質的量為amol，反應在P0、320°C條件下進行，達平衡狀態A時，氯化氫的轉化率為85%，即有85%amol的氯化氫反應生成氯氣的物質的量為，所以a=1.69×10-2，所以平衡時容器中的n（HCl）=15%amol=2.54×10-3mol，

故答案為：2.54×10-3；
（4）a．增加n（HCl），平衡正向移動，即對正反應的反應速率影響更大，故a正確；

b．體積不變加入稀有氣體，各物質的濃度不變，所以平衡不移動，正逆反應速率 不變，故b錯誤；

c．壓強不變加入稀有氣體，則體積變大，相當于對原平衡體系減壓，則平衡向逆反應方向移動，所以正反應的反應速率下降得更多，故c錯誤；

d．如果平衡常數K值增大，即平衡向正反應方向移動，即正反應速率大于逆反應的速率，由于該反應為放熱反應，所以要降低溫度，所以逆反應速率下降得要比正反應速率多，故d正確；

故答案為：ad；

（5）B→A+C，根據轉移電子守恒得該反應方程式為3ClO-=ClO3-+2Cl-，根據方程式可知，每當有3mol的ClO-反應，可轉移電子4mol，所以若有1.5molClO-發生反應，轉移電子為2mol，
故答案為：3ClO-=ClO3-+2Cl-；2。