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[判断题]

CaCO3（s）===CaO（s）＋CO2（g）室温下不能自发进行，说明该反应的ΔH＜0（）

答案

是

发布时间：2024-04-18

更多“CaCO3（s）===CaO（s）＋CO2（g）室温下不能自发进行，说明该反应的ΔH＜0（）”相关的问题

第1题

组分数为 2的平衡体系有（)

A.CaCO3(s)≒CaO(s)+H2O(g)

B.CaSO4的饱和水溶液

C.5g氨气通入 1L水中，在常温常压下与蒸气平衡共存

D.含有C(s)、H2O(g)、CO(g)、CO2(g)、H2(g)五个物种的平衡体系

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第2题

下列关于焓变的讨论正确的是（)

A、 273K 1mol气态CO经加热变为373K 1mol气态CO，则ΔH<0;

B、反应CaCO3(s)→CaO(s)+CO2(g)，则ΔH>0;

C、298K 1mol C6H6(l)经加热变为298K 1mol C6H6(g)，则ΔH<0;

D、反应I 2(g)+H 2(g) →2HI(g),则ΔH >0。

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第3题

CaCO3(s)==CaO(s)+CO2(g)的标准平衡常数为，则CaCO3的分解压p=。()

CaCO3（s)==CaO（s)+CO2（g)的标准平衡常数为，则CaCO3的分解压p=。（)

CaCO3(s)==CaO(s)+CO2(g)的标准平衡常数为 CaCO3（s)==CaO（s)+CO2（g)的标准平衡常数为，则CaCO3的分解压p=。（)CaC ，则CaCO3的分解压p=。()

A.错误

B.正确

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第4题

反应CaCO3（s)→CaO（s)＋CO2（g)的=179.2kJ·mol－1，故较高温度时，正反应可自发进行。

反应CaCO₃(s)→CaO(s)+CO₂(g)的反应CaCO3（s)→CaO（s)＋CO2（g)的=179.2kJ·mol－1，故较高温度时，正反应 =179.2kJ·mol^-1，故较高温度时，正反应可自发进行。

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第5题

化学反应 CaCO3（s)=CaO（s)＋CO2（g)的（)A△H>0，△S>0B△H>0，△S<0c△h<0，△s>0D△H&

化学反应 CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)的()

A△H>0，△S>0

B△H>0，△S<0

C△H<0，△s>0

D△H<0，△s<0

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第6题

反应CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)的标准平衡常数的说法正确的是。

A.等于CO2(g)的分压

B.等于CO2(g)的相对分压

C.与CaCO3、CaO和CO2有关

D.无法确定

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第7题

根据下列物质的热力学数据： CaCO3（s) CO2（g) CaO（s) Delta_{f}H_

根据下列物质的热力学数据：

	CaCO₃(s)	CO₂(g)	CaO(s)
Delta_{f}H_{m}^{Theta }/(kJcdot mol^{-1})	-1206.92	-393.509	-635.09
S_{m}^{Theta }/(Jcdot mol^{-1}cdotK^{-1})	92.9	213.74	39.75

计算298.15K时反应CaCO₃(s)→CaO(s)+CO₂(g)的 $根据下列物质的热力学数据： CaCO3（s) CO2（g$ ，并计算该反应自发进行的温度条件。

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第8题

在一定温度下，反应CaCO3（s)CaO（s)＋CO2（g)处于平衡状态，若将CaO的量加倍，下述陈述正确的是（)

在一定温度下，反应CaCO3(s)

在一定温度下，反应CaCO3（s)CaO（s)＋CO2（g)处于平衡状态，若将CaO的量加倍，下述陈 CaO(s)+CO2(g)处于平衡状态，若将CaO的量加倍，下述陈述正确的是()。

A．反应商加倍

B．反应商减半

C．CaCO3的数量增加

D．CO2的分压不变

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第9题

反应CaO（s)+CO2（g)===CaCO3（s)的标准摩尔反应焓与温度之间的函数关系为=[-177820-2.76（T/K)+9.02×10-3（T/K)

反应CaO(s)+CO₂(g)===CaCO₃(s)的标准摩尔反应焓与温度之间的函数关系为 $反应CaO（s)+CO2（g)===CaCO3（s)的标准摩尔反应焓与温度之间的函数关系为=[-17$ =[-177820-2.76(T/K)+9.02×10^-3(T/K)²+17.15×10³(T/K)^-1]J·mol^-1，推导此反应的 $反应CaO（s)+CO2（g)===CaCO3（s)的标准摩尔反应焓与温度之间的函数关系为=[-17$ 和 $反应CaO（s)+CO2（g)===CaCO3（s)的标准摩尔反应焓与温度之间的函数关系为=[-17$ 及 $反应CaO（s)+CO2（g)===CaCO3（s)的标准摩尔反应焓与温度之间的函数关系为=[-17$ 。