Question

【題目】（1）紅磷P(s)和Cl2(g)發生反應生成PCl3(g)和PCl5(g),反應過程如下。

2P(s) + 3Cl2(g) = 2PCl3(g) ΔH= -612kJ/mol

2P(s) + 5Cl2(g) = 2PCl5(g) ΔH= -798kJ/mol

氣態PCl5生成氣態PCl3和Cl2的熱化學方程式為__________________________________

（2）不同溫度下反應CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) ΔH的平衡常數如下表所示。

溫度/℃	400	500	800
平衡常數K	9.94	9	1

則ΔH______0(填“<”“>”)；在500℃時，把等物質的量濃度的CO和H2O(g)充入反應容器，達到平衡時c(CO)= 0.005mol/L、c(H2)= 0.015mol/L,則CO的平衡轉化率為______。

（3）在一定體積的絕熱密閉容器中，對于反應2SO2(g)+O2(g)2SO3(g) ΔH<0,判斷該反應達到平衡狀態的標志是__________

A. SO2和SO3濃度相等 B. 容器中混合氣體的密度保持不變

C. 容器中氣體的壓強保持不變 D. SO3的生成速率與SO2的生成速率相等

當溫度為T1、T2時，平衡體系SO3的體積分數隨壓強變化曲線如上圖所示。則T1______T2 (填“>”或“<")；如果想加快正反應的速率，除了改變溫度，還可以用___________方法。

Answer 1

【答案】 PCl5(g) PCl3(g)+Cl2(g) ΔH= +93kJ/mol ΔH1<0 CO的平衡轉化率為75% CD T1<T2 增大體系壓強，使用催化劑

【解析】（1）已知①2P(s) + 3Cl2(g) = 2PCl3(g) ΔH1= -612kJ/mol

②2P(s) + 5Cl2(g) = 2PCl5(g) ΔH2= -798kJ/mol

根據蓋斯定律，由①×-②×得反應PCl5(g) PCl3(g)+Cl2(g) ΔH=ΔH1×-ΔH2×= [-612kJ/mol-（-798kJ/mol）]= +93kJ/mol；（2）根據表中數據可知，隨著溫度升高K值減小，故升高溫度平衡逆向移動，逆反應為吸熱反應，正反應為放熱反應，ΔH<0，根據反應方程式中各物質的關系知，平衡時c(CO)= 0.005mol/L、c(H2)= 0.015mol/L，參加反應的c(CO)= c(H2)= 0.015mol/L，則CO的平衡轉化率為×100%=75%；（3）A、反應過程中某個瞬間可能出現SO2和SO3濃度相等，但不表示濃度相等就達到平衡狀態，選項A錯誤；B、該反應是氣體參加的反應，氣體的質量不變，體積也是一定的，所以混合氣體的密度始終保持不變，密度不變不是平衡狀態的標志，選項B錯誤；C、該反應為氣體體積縮小的反應，恒容條件下氣體的物質的量與容器中氣體的壓強成正比，若壓強不變，則達到平衡狀態，選項C正確；D、該反應為氣體體積縮小的反應，而氣體的質量不變，所以混合氣體的平均相對分子質量是個變量，當其保持不變時，就達到平衡狀態，選項D正確。答案選CD；反應2SO2(g)+O2(g)2SO3(g) ΔH<0，正反應為放熱反應，溫度越高，平衡逆向移動，SO3的體積分數越小，則T1<T2；如果想加快正反應的速率，除了改變溫度，還可以用增大體系壓強，使用催化劑方法。