Question

【題目】依據(jù)下列信息，完成填空：

（1）某單質(zhì)位于短周期，是一種常見的半導體材料。在25℃、101kPa下，其氣態(tài)氫化物在氧氣中完全燃燒后恢復至原狀態(tài)，平均每轉(zhuǎn)移1mol電子放熱190.0kJ，該反應的熱化學方程式是___。

（2）已知：2Zn(s)＋O2(g)=2ZnO(s) ΔH=-701.0kJ·mol-1，2Hg(l)＋O2(g)=2HgO(s) ΔH=-181.6kJ·mol-1，則反應： Zn(s)＋HgO(s)=ZnO(s)＋Hg(l)的ΔH為___。

（3）在溫度t1和t2下，X2(g)和H2反應生成HX的平衡常數(shù)如下表：

化學方程式	K(t1)	K(t2)
F2＋H22HF	1.8×1036	1.9×1032
Cl2＋H22HCl	9.7×1012	4.2×1011
Br2＋H22HBr	5.6×107	9.3×106
I2＋H22HI	43	34

①已知t2＞t1，生成HX的反應是___反應(填“吸熱”或“放熱”)。

②K的變化體現(xiàn)出X2化學性質(zhì)的遞變性，用原子結(jié)構(gòu)解釋原因：___，原子半徑逐漸增大，得電子能力逐漸減弱。

③在t1溫度1L恒容密閉容器中，1molI2(g)和1molH2反應達平衡時熱量變化值為Q1；反之，2molHI分解達平衡時熱量變化值為Q2，則：Q1___Q2(填“＞”“＜”“=”)。

Answer 1

【答案】SiH4(g)＋2O2(g)=SiO2(s)＋2H2O(l) ΔH=-1520.0kJ·mol-1 -259.7kJ·mol-1 放熱 同一主族元素從上到下原子核外電子層數(shù)依次增多 ＞

【解析】

(1)某單質(zhì)位于短周期，是一種常見的半導體材料，該元素為硅，根據(jù)題意發(fā)生反應為SiH4+2O2═SiO2+2H2O，根據(jù)反應，1mol SiH4參與反應時轉(zhuǎn)移8mole，據(jù)此計算書寫熱化學方程式；

(2)根據(jù)蓋斯定律計算；

(3)①溫度升高，平衡常數(shù)減小，說明平衡向逆反應方向移動，HX的生成反應為放熱反應；

②平衡常數(shù)越大，說明反應越易進行，F、Cl、Br、I的得電子能力依次減小的主要原因是：同一主族元素從上到下原子核外電子層數(shù)依次增多，原子半徑逐漸增大，核對最外層電子的吸引力依次減弱；

③由于HX的生成反應為放熱反應，則HX的分解反應為吸熱反應。

(1)某單質(zhì)位于短周期，是一種常見的半導體材料，該元素為硅，根據(jù)題意發(fā)生反應為SiH4+2O2═SiO2+2H2O，根據(jù)反應，1mol SiH4參與反應時轉(zhuǎn)移8mole，所以，當有1molSiH4參加反應時，放出熱量為190.0kJ×8=1520.0kJ，其熱反應方程式為：SiH4(g)+2O2(g)═SiO2(s)+2H2O(l)△H=1520.0kJmol1；

(2)已知：①2Zn(s)＋O2(g)=2ZnO(s) ΔH=-701.0kJ·mol-1

②2Hg(l)＋O2(g)=2HgO(s) ΔH=-181.6kJ·mol-1，

根據(jù)蓋斯定律，×(①-②)可得：Zn(s)＋HgO(s)=ZnO(s)＋Hg(l)ΔH=-259.7kJ·mol-1；

(3)①由表中數(shù)據(jù)可知，溫度越高平衡常數(shù)越小，這說明升高溫度平衡向逆反應方向移動，所以HX的生成反應是放熱反應；

②平衡常數(shù)越大，說明反應越易進行，F、Cl、Br、I的得電子能力依次減小的主要原因是：同一主族元素從上到下原子核外電子層數(shù)依次增多，原子半徑逐漸增大，核對最外層電子的吸引力依次減弱造成的；

③在t1溫度1L恒容密閉容器中，1molI2(g)和1molH2反應達平衡時，設I2的轉(zhuǎn)化濃度為x，列三段式：

K==43，解得x=，則I2的轉(zhuǎn)化率=×100%≈76.7%，即1molI2(g)和1molH2反應達平衡時的轉(zhuǎn)化率為76.7%，由于在t1溫度1L恒容密閉容器中，1molI2(g)和1molH2反應與2molHI分解反應互為等效平衡，兩個反應的轉(zhuǎn)化率之和等于1，則2molHI分解達平衡時HI的轉(zhuǎn)化率=1-76.7%=23.3%，轉(zhuǎn)化的量越多，平衡時熱量變化值越大，則Q1＞Q2。