11.实验室用50 mL 0.50 mol·L-1盐酸、50 mL 0.55 mol·L-1 NaOH溶液和下图所示装置进行测定中和热的实验，得到表中的数据：

实验次数 起始温度t1/℃ 终止温度t2/℃ 盐酸 NaOH溶液 1 20.2 20.3 23.7 2 20.3 20.5 23.8 3 21.5 21.6 24.9 试完成下列问题：

(1)实验时用环形玻璃棒搅拌溶液的方法是____________ ______________。

不能用铜丝搅拌棒代替环形玻璃棒的理由是__________ ________________。

(2)经数据处理，t2—t1=3.4 ℃，则该实验测得的中和热ΔH=________[盐酸和NaOH溶液的密度按1 g/cm3计算，反应后混合溶液的比热容(c)按4.18 J/(g·℃)计算]。

(3)若将NaOH溶液改为相同体积、相同浓度的氨水，测得中和热为ΔH1，则ΔH1与ΔH的关系为ΔH1________ΔH(填“<”、“>”或“=”)，理由是______________ ____________________。

【答案】(1)上下搅动(或轻轻搅动)　Cu传热快，防止热量损失　(2)-56.8 kJ/mol　(3)>　NH3·H2O属于弱电解质，电离吸热

【解析】(1)对于本实验，让氢氧化钠和盐酸尽可能地完全反应是减小误差的一个方面，所以实验时用环形玻璃棒上下搅动，以防将温度计损坏。减少热量散失是减小误差的另一个重要方面，所以选用玻璃棒，而不用铜丝。

(2)ΔH=-[100 g×4.18×10-3 kJ/(g·℃)×3.4 ℃]÷0.025 mol=-56.8 kJ/mol。

(3)因弱电解质的电离过程是吸热的，将NaOH溶液改为相同体积、相同浓度的氨水反应后放出的热量少，所以ΔH1>ΔH。

12.将煤转化为水煤气的主要化学反应为C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g);C(s)、CO(g)和H2(g)完全燃烧的热化学方程式：

C(s)+O2(g)===CO2(g)　ΔH=-393.5 kJ·mol-1

H2(g)+O2(g)===H2O(g)　ΔH=-242.0 kJ·mol-1

CO(g)+O2(g)===CO2(g)　ΔH=-283.0 kJ·mol-1

请回答：

(1)根据以上数据，写出C(s)与水蒸气反应的热化学反应方程式：________________________________________________________________________。

(2)比较反应热数据可知，1 mol CO(g)和1 mol H2(g)完全燃烧放出的热量之和比1 mol C(s)完全燃烧放出的热量多。甲同学据此认为“煤转化为水煤气可以使煤燃烧放出更多的热量”;乙同学根据盖斯定律做出下面循环图：

并据此认为“煤转化为水煤气再燃烧放出的热量与煤直接燃烧放出的热量相等”。

请分析：甲、乙两同学观点正确的是______(填“甲”或“乙”);判断的理由是___________________________________________________________________________。

(3)将煤转化为水煤气作为燃料和煤直接燃烧相比有很多优点，请列举其中的两个优点：___________________________________________________________________________。

(4)水煤气不仅是优良的气体燃料，也是重要的有机化工原料。CO和H2在一定条件下可以合成：①甲醇、②甲醛、③甲酸、④乙酸。

试分析当CO和H2按1∶1的体积比混合反应，合成上述________(填序号)物质时，可以满足“绿色化学”的要求，完全利用原料中的原子，实现零排放。

【答案】(1)C(s)+H2O(g)===CO(g)+H2(g)

ΔH=+131.5 kJ·mol-1

(2)乙　甲同学忽略了煤转化为水煤气要吸收热量

(3)①减少污染;②燃烧充分;③方便运输(任写两个)

(4)②④

【解析】根据盖斯定律将方程式合并即得C(s)+H2O(g)===CO(g)+H2(g)　ΔH=+131.5 kJ·mol-1，由此可知煤转化成水煤气是吸热反应，而甲正是忽略了这个问题，才误认为“煤转化成水煤气可以使煤燃烧放出更多的热量”。CO和H2按1∶1反应合成物质时，可达到零排放，符合“绿色化学”的要求，则合成的物质的最简式应满足CH2O，则②④符合。

13.碳和碳的化合物在生产生活实际中应用广泛。

(1)水煤气(主要成分是CO和H2)又称合成气，在一定条件下能合成很多有用的有机物，请完成下列合成辛烷的方程式：8CO+17H2===C8H18+________。

(2)甲烷燃烧放出大量的热，可作为能源用于人类的生产和生活。

已知：①2CH4 (g)+3O2 (g)===2CO(g)+4H2O(l)　ΔH1

②2CO(g)+O2(g)===2CO2(g)　ΔH2

则反应CH4(g)+2O2(g)===CO2(g)+2H2O(l) 的ΔH3=______________(用ΔH1 和ΔH2表示)。

(3)一定条件下，某密闭容器中N2O4和NO2的混合气体达到平衡时，c(NO2)=0.50 mol/L、c(N2O4)=0.125 mol/L，则2NO2(g)??N2O4(g)的平衡常数K=____________;若NO2起始浓度为2 mol/L ，在相同条件下，NO2的最大转化率为______。

(4)在一定体积的密闭容器中，进行如下化学反应：

CO2(g)+H2(g)??CO(g)+H2O(g)，其化学平衡常数K和温度T的关系如下表，回答下列问题：

T/℃ 700 800 830 1 000 1 200 K 0.6 0.9 1.0 1.7 2.6 ①该反应为________(填“吸热”或“放热”)反应。

②能使该反应的反应速率增大且平衡向正反应方向移动的是__________(填字母)。

a.及时分离出CO气体 b.适当升高温度

c.增大CO2的浓度 d.选择高效催化剂

【答案】(1)8H2O　(2)(ΔH1+ΔH2)

(3)0.5 L/mol　50%　(4)①吸热　②bc

【解析】 (1)由质量守恒可知化学方程式还应生成8H2O。

(2)据盖斯定律可知 ΔH3 =(ΔH1+ΔH2 )。

(3)平衡常数K===0.5 L/mol。

设NO2的转化浓度为x mol/L。

2NO2(g)?? N2O4(g)

起始浓度 2 mol/L 　0

转化浓度 x mol/L 　0.5x mol/L

平衡浓度 (2-x) mol/L 　0.5x mol/L

据K==0.5 L/mol　解得x=1(x=4不符合题意)

NO2的最大转化率==50%。

(4)温度升高，平衡向吸热方向移动，K增大，则正反应方向为吸热反应;升高温度、增大CO2的浓度、使用催化剂都可增大反应速率，升高温度、增大CO2的浓度都使反应正向移动，而使用催化剂对化学平衡无影响。

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