Question

【題目】研究NO2、SO2 、CO等大氣污染氣體的處理具有重要意義。

（1）已知：2SO2(g)+O2(g)2SO3(g) ΔH=-196.6 kJ·mol—1，2NO(g)+O2(g)2NO2(g) ΔH=-113.0 kJ·mol—1，則反應：NO2(g)+SO2(g)SO3(g)+NO(g)的ΔH= kJ·mol—1

（2）利用反應6NO2＋ 8NH3 7N2＋12H2O可處理NO2。一定條件下，將該反應設計成如右圖所示裝置，其中電極均為石墨，使用熔融金屬氧化物作電解質，寫出負極電極反應式 ；若一段時間內測得外電路中有1.2mol電子通過，則兩極共產生的氣體產物在標準狀況下的體積為 L。

（3）一定條件下，將NO2與SO2以體積比1︰2置于恒容密閉容器中發生下述反應：NO2(g)+SO2(g)SO3(g)+NO(g)，下列能說明該反應達到平衡狀態的是 。

a．體系壓強保持不變 b．混合氣體顏色保持不變

c．SO3和NO的物質的量比保持不變 d．每消耗1 mol SO3的同時生成1 molNO2

（4）CO可用于合成甲醇，反應方程式為：CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)。一定溫度下，向容積為2L的密閉容器中充入2molCO和2molH2發生上述反應，5min后反應平衡，此時測得CH3OH的濃度為0.3mol/L，計算反應開始至平衡時的平均速率v(H2)= ；該溫度下反應的平衡常數為 (保留兩位小數)。

（5）不同溫度CO的平衡轉化率與壓強的關系如上圖所示。該反應ΔH 0（填“>”或“ <”）。實際生產條件控制在250℃、1.3×104kPa左右，選擇此壓強的理由是 。

Answer 1

【答案】

（1）-41.8；

（2）2NH3-6e-+3O2-=N2+3H2O； 7.84；

（3）b；

（4）0.12mol/(L·min)； 2.68；

（5）<；在1.3×104kPa下，CO的轉化率已較高，再增大壓強CO的轉化率提高不大，而生產成本增加

【解析】

試題分析：（1）已知：①2SO2(g)+O2(g)2SO3(g) ΔH=-196.6 kJ·mol—1，

②2NO(g)+O2(g)2NO2(g) ΔH=-113.0 kJ·mol—1，

則關鍵蓋斯定律可知（①－②）÷2即得到反應NO2(g)+SO2(g)SO3(g)+NO(g)的ΔH＝[（-196.6 kJ/mol）-(-113.0 kJ/mol)]/2＝-41.8kJ/mol；

（2）原電池中負極失去電子，發生氧化反應，關鍵反應6NO2＋8NH3 7N2＋12H2O可知氨氣是還原劑，在負極通入，由于是使用熔融金屬氧化物作電解質，則負極電極反應式為2NH3-6e-+3O2-＝N2+3H2O；正極是二氧化氮得到電子，電極反應式為2NO2＋8e－＝N2＋4O2－，若一段時間內測得外電路中有1.2mol電子通過，則兩極共產生的氣體產物在標準狀況下的體積為＝7.84L。

（3）a、NO2(g)＋SO2(g) SO3(g)＋NO(g)是氣體物質的量不變的可逆反應，所以氣體的壓強不會變化的狀態不一定是平衡狀態，a錯誤；b、隨著反應的進行，二氧化氮的濃度減小，氣體的顏色變淺，當氣體的顏色不變時，說明反應達到平衡狀態，b正確；c、因為生成的三氧化硫與NO的物質的量比是1:1，所以SO3和NO的體積比始終不變，不能判斷達到平衡狀態，c錯誤；d、每消耗1 mol SO3的同時生成1 mol NO2，代表的都是逆反應速率，d錯誤，答案選b；

（4） CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)

起始濃度（mol/L） 1 1 0

轉化濃度（mol/L） 0.3 0.6 0.3

平衡濃度（mol/L） 0.7 0.4 0.3

反應開始至平衡時的平均速率v(H2)＝0.6mol/L÷5min＝0.12mol/(L·min)；

該溫度下反應的平衡常數為≈2.67。

（5）溫度升高，CO的轉化率降低，所以溫度升高，平衡逆向移動，則正向是放熱反應，所以ΔH＜0；根據所給圖像可知，在250℃、1.3×104 kPa時，CO的轉化率已較高，再增大壓強，CO轉化率提高不大，而生產成本增加，得不償失。