Question

【題目】硝酸是一種重要的化工原料，工業上生產硝酸的主要過程中：（1）反應N2（g）+3H2（g）2NH3（g）△H<0 ；恒溫時，將N2和H2的混合氣體充入2L密閉容器中，10分鐘后反應達到平衡下列圖像能正確表示該過程中相關量的變化的是__________。（選填字母）。

(2)一定溫度下，在密閉容器中充入1molN2和3molH2發生反應。若容器容積恒定，達到平衡狀態時，氣體的總物質的量是原來的7/10，則N2的轉化率a1=________；

若向該容器中再加入1molN2和3molH2，達到平衡狀態時，N2的轉化率為a2，則a2________a1（填“>”、“<”或“=”）。

（3）2NO（g）+O2（g）2NO2(g)。在其他條件相同時，分別測得NO的平衡轉化率在不同壓強（P1、P2）下溫度變化的曲線（如圖）。

①比較P1、P2的大小關系：P1____P2（填“>”、“<”或“=”）。

②隨溫度升高，該反應平衡常數變化的趨勢是__________。

（4）硝酸廠常用如下2種方法處理尾氣。

①催化還原法：催化劑存在時用H2將NO2還原為N2。

已知：2H2（g）+O2（g）=2H2O（g）△H=-483.6kJ/mol

N2（g）+2O2（g）=2NO2（g）△H=+67.7kJ/mol

則H2還原NO2生成水蒸氣反應的熱化學方程式是________________________________。

②堿液吸收法：用Na2CO3溶液吸收NO2生成CO2。若每4.6gNO2和Na2CO3溶液反應時轉移電子數為0.05mol，則反應的離子方程式是___________________________________________。

Answer 1

【答案】 ab 60% > < 減�。ㄗ冃〉龋� 4H2(g)+2NO2(g)=N2(g)+4H2O(g)△H= -1034.9kJ/mol 2NO2+CO32-=NO3+NO2+CO2

【解析】(1)N2與H2生成NH3為放熱反應，一段時間后，反應達到平衡，a正確；因質量守恒、體積固定，所以反應過程中氣體的密度自始自終保持不變，b正確；因質量守恒、反應后氣體的物質的量減小，所以從開始至平衡，混合氣體的平均相對分子質量增大至不變，但起始時混合氣體的平均相對分子質量不為0，c錯誤；故選ab；

(2)一定溫度下，在1L密閉容器中充入1molN2和3molH2并發生反應．若容器容積恒定，10min達到平衡時，氣體的總物質的量為原來的十分之七；設反應的氮氣物質的量為x；
N2 + 3H2 2NH3
起始量(mol) 1 3 0
變化量(mol) x 3x 2x
平衡量(mol) 1-x3-3x 2x
(1-x)+(3-3x)+2x=(1+3)×， x=0.6mol，則N2的轉化率a1(N2)= =60%；

若向該容器中再加入1molN2和3molH2，相當于將容器的體積縮小一半，此時平衡正向移動，反應的轉化增大，即a2>a1；

(3)①已知2NO(g)+O2(g)2N02(g)是正方向體積減小的反應，增大壓強平衡正移，則NO的轉化率會增大，由圖可知p2時NO的轉化率大，則p2時壓強大，即p1＜p2；

②由圖象2可知，隨著溫度的升高，NO的轉化率減小，說明升高溫度平衡逆移，則該反應正方向是放熱反應，所以升高溫度平衡常數K減��；

(4)①已知：Ⅰ、2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)△H=-483.6kJ/mol；Ⅱ、N2(g)+2O2(g)=2NO2(g)△H=+67.7kJ/mol，由蓋斯定律可知，Ⅰ×2-Ⅱ得4H2(g)+2NO2(g)=N2(g)+4H2O(g)，故△H=2×(-483.6kJ/mol)-67.7kJ/mol=-1034.9kJ/mol，故熱化學方程式為：4H2(g)+2NO2(g)=N2(g)+4H2O(g)△H=-1034.9kJ/mol；
②4.6gNO2的物質的量=mol=0.1mol，反應中只有NO2中N元素化合價發生變化，發生歧化反應，有生成NO3-，0.1mol二氧化氮轉移電子的物質的量是0.05mol，故生成的NO3-的物質的量為=0.05mol，故被還原的氮原子物質的量為0.1mol-0.05mol=0.05mol，令N元素在還原產物中的化合價為x價，則0.05mol×(4-x)=0.05mol，解得x=+3，故還原產物為NO2-，且生成的NO3-和NO2-物質的量之比為1：1，同時反應生成CO2，故二氧化氮和碳酸鈉溶液反應的離子反應方程式為：2NO2+CO32-=NO3-+NO2-+CO2。