Question

20．下列說法不正確的是（　　）

• A． 已知冰的熔化熱為6.0kJ•mol^-1，冰中氫鍵鍵能為20kJ•mol^-1，假設每摩爾冰中有2mol氫鍵，且熔化熱完全用于打破冰的氫鍵，則最多只能破壞冰中15%的氫鍵
• B． 已知一定溫度下，醋酸溶液的物質的量濃度為c，電離度為a，K_a=（ca）²/c（1-a）．若加水稀釋，則CH₃COOH?CH₃COO^-+H⁺向右移動，a增大，K_a不變
• C． 甲烷的標準燃燒熱為-890.3kJ•mol^-1，則甲烷燃燒的熱化學方程式可表示為：CH₄（g）+2O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（l）△H=-890.3kJ•mol^-1
• D． 500℃、30MPa下，將0.5molN₂和1.5molH₂置于密閉的容器中充分反應生成NH₃（g），放熱19.3kJ，其熱化學方程式為：N₂（g）+3H₂（g）$?_{500℃.30MPa}^{催化劑}$2NH₃（g）△H=-38.6kJ•mol^-1

Answer 1

分析 A．熔化熱是指：單位質量的晶體物質在熔點時變成同溫度的液態(tài)物質所需吸收的熱量，單位是焦/千克；
氫鍵是一種比分子間作用力稍強，比共價鍵和離子鍵弱很多的相互作用．其穩(wěn)定性弱于共價鍵和離子鍵；
B．電離度與弱電解質的電離程度有關．不同的弱電解質電離的程度不同，電離度是指：弱電解質在溶液里達電離平衡時，已電離的電解質分子數(shù)占原來總分子數(shù)（包括已電離的和未電離的）的百分數(shù)，加入水稀釋促進電離，電離程度增大，電離平衡常數(shù)隨溫度變化；
C．甲烷的燃燒熱指1molCH₄完全燃燒生成穩(wěn)定氧化物時放出的熱量；
D.0.5molN₂和1.5molH₂置于密閉容器中充分反應生成NH₃（g），放熱19.3kJ，生成的氨氣的物質的量小于1mol，相同條件下的同一可逆反應，正逆反應反應熱數(shù)值相等，符號相反．

解答 解：A．冰是由水分子通過氫鍵形成的分子晶體，冰的熔化熱為6.0kJ•mol^-1，1mol冰變成0℃的液態(tài)水所需吸收的熱量為6.0kJ，全用于打破冰的氫鍵，冰中氫鍵鍵能為20.0kJ•mol^-1，1mol冰中含有2mol氫鍵，需吸收40.0kJ的熱量．6.0kJ/40.0kJ×100%=15%．由計算可知，最多只能打破1mol冰中全部氫鍵的15%，故A正確；
B．Ka是電離常數(shù)，是弱電解質達電離平衡時的平衡常數(shù)，在一定溫度下，與濃度無關．Ka的計算用溶液中電離出來的各離子濃度乘積與溶液中未電離的電解質分子濃度的比值，一定溫度下，醋酸溶液的物質的量濃度為c，電離度為α，CH₃COOH?CH₃COO^-+H⁺醋酸電離出的CH₃COO^-和H⁺濃度均為cα，溶液中未電離的電解質分子濃度為c（1-α），故題中Ka=$\frac{（cα）^{2}}{c（1-α）}$．若加水稀釋，促進電離，CH₃COOH?CH₃COO^-+H⁺向右移動，α增大，溫度不變，Ka不變，故B正確；
C．根據燃燒熱的概念：1mol可燃物完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物，甲烷燃燒的熱化學方程式可表示為：CH₄（g）+2O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（l）△H=-890.3kJ•mol^-1，故C正確；
D．相同條件下的同一可逆反應，正逆反應反應熱數(shù)值相等，符號相反，0.5molN₂和1.5molH₂置于密閉容器中充分反應生成NH₃（g），放熱19.3kJ，生成的氨氣的物質的量小于1mol，所以生成2mol氨氣，放出的熱量小于38.6kJ，△H＞-38.6kJ•mol^-1，故D錯誤；
故選D．

點評 本題是關于計算的綜合題，熟悉鍵能與熔化熱、燃燒熱判斷鍵型的應用、電離度與電離平衡常數(shù)、反應熱的蓋斯定律計算、可逆反應等知識即可解答，注意做好各種相關計算教學是定量理解原理的意義所在，各知識點的計算都要達到理解、應用式計算而不是流于形式的簡單算計，側重考查各種反應量的計算能力．