根据要求回答下列问题： （1）已知恒温、恒容条件下发生反应：2NO2(g)+2C...

b A 2MPa c(HCO3- )＞c(NO2- )＞c(CO32-) 0.043或4.3×10-2 碱性 此时恰好生成NaHS溶液，Ka（HS-）=7.1×10-15＜Kh（HS-）= ==7.7×10-8,即水解程度远大于电离程度,所以呈碱性 -399.7 【解析】 （1）①根据化学平衡状态的特征解答，当反应达到平衡状态时，正逆反应速率相等，各物质的浓度、百分含量不变，以及由此衍生的一些量也不发生变化，解题时要注意，选择判断的物理量，随着反应的进行发生变化，当该物理量由变化到定值时，说明可逆反应到达平衡状态； ②该反应是个气体体积减小的反应，压强增大，反应逆向移动；C点时NO2和CO2浓度相等，三段式计算C点各物质的物质的量，再根据分压计算Kp（C）； （2）①弱酸电离常数越大，酸性越强，其酸根离子水解程度越小； ②pH=13时，c（S2-）=5.7×10-2mol/L，在0.10mol•L-1H2S溶液中根据硫守恒c（H2S）+c（HS-）+c（S2-）=0.10mol•L-1； ③向10.00mL0.10mol•L-1的氢硫酸中滴加10.00mL0.1mol•L-1NaOH溶液恰好反应生成NaHS溶液，计算HS-离子水解平衡常数和HS-电离平衡常数比较判断溶液酸碱性； （3）利用盖斯定律将②×4-①可得CaO（s）+3CO（g）+SO2（g）⇌CaS（s）+3CO2（g）反应热。 （1）①根据“变量不变达平衡”判断，a、反应中碳是固体，恒容条件下的混合物的密度是变量，t1时刻密度不变说明反应已达平衡状态；b、t1时刻是n(N2)=n(NO2)，是反应物量的特殊比例，且后面量的变化可看到各反应物的量还没恒定，还没达到平衡状态；c、t1时刻二氧化氮的质量分数不变，则反应物各物质的质量分数也应不变，反应达到平衡状态； 答案选b； ②A、B、C三点中达到平衡状态后A点NO2浓度最小，所以NO2的转化率最高； ③由焦炭还原NO2的反应为：2NO2(g)+2C(s) N2(g)+2CO2(g)，在恒温条件下，1 mol NO2和足量C发生反应在C点时，NO2和CO2的物质的量浓度相等，可知此时反应体系中n(NO2)=0.5mol，n(N2)=0.25mol，n(CO2)=0.5mol，则三种物质的分压分别为：P(NO2)= P(CO2)=10MPa×=4MPa，P(N2)=2MPa，C点时该反应的压强平衡常数Kp(C)===2MPa； （2）①由亚硝酸的电离平衡常数Ka=5.1×10-4，H2CO₃的Ka1=4.2×10-7、Ka2=5.61×10-11可判断亚硝酸的酸性强于碳酸，因此向含有2mol碳酸钠的溶液中加入1mol的HNO2后生成1mol碳酸氢钠、1mol亚硝酸钠，另外还剩余1mol碳酸钠，水解程度大小顺序为CO32-＞NO2-，水解生成HCO3-，所以溶液中CO32-、HCO3-和NO2-离子的浓度大小关系为c(HCO3- )＞c(NO2- )＞c(CO32-)； ②根据物料守恒有c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.10 mol·L-1，而由图可知pH=13时，c(S2-)=5.7×10-2 mol·L-1，c(H2S)+c(HS-)=0.10 mol·L-1-c(S2-)=0.10 mol·L-1-5.7×10-2 mol·L-1= 4.3×10-2 mol·L-1； ③向10.00mL0.10 mol·L-1的氢硫酸中滴加10.00mL0.1 mol·L-1NaOH溶液，溶液呈碱性，其定量依据是此时恰好生成NaHS溶液，Ka（HS-）=7.1×10-15＜Kh（HS-）= ==7.7×10-8，即水解程度远大于电离程度,所以呈碱性； （3）已知：①CaSO4（s）+CO（g）CaO（s）+SO2（g）+CO2（g）△H1= +210.5kJ•mol-1；②CaSO4（s）+ 4CO（g）CaS（s）+ 4CO2（g）△H2= -189.2kJ•mol-1；根据盖斯定律，由②-①得反应：CaO(s)+3CO(g)+SO2(g) CaS(s)+3CO2(g) △H=△H2-△H1= -189.2kJ•mol-1-210.5kJ•mol-1=-399.7kJ•mol-1。