Question

【題目】燃煤煙氣的脫硫脫硝是目前研究的熱點。

（1）用CH4催化還原氮氧化物可以消除氮氧化物的污染。已知:

①CH4(g)+4NO2(g)=4NO(g)+CO2(g)+2H2O(g) △H=-574 kJmol-1

②CH4(g)+4NO(g)=2N2(g)+CO2(g)+2H2O(g) △H=-1160 kJmol-1

③H2O(g)=H2O(l) △H=-44 kJmol-1

寫出CH4(g)與NO2(g)反應生成N2(g)、CO2(g)和H2O(l) 的熱化學方程式_________。

（2）某科研小組研究臭氧氧化--堿吸收法同時脫除SO2和NO工藝，氧化過程反應原理及反應熱、活化能數據如下：

反應Ⅰ：NO(g)+ O3(g) NO2(g)+O2(g) △H1= -200.9 kJmol-1Ea1= 3.2 kJmol-1

反應Ⅱ：SO2(g)+ O3(g) SO3(g)+O2(g)△H2= -241.6 kJmol-1 Ea2= 58 kJmol-1

已知該體系中臭氧發生分解反應：2O3(g) 3O2(g)。請回答:

其它條件不變，每次向容積為2L的反應器中充入含1.0 mol NO、1.0 mol SO2的模擬煙氣和2.0 mol O3，改變溫度，反應相同時間t后體系中NO和SO2的轉化率如圖所示：

①由圖可知相同溫度下NO的轉化率遠高于SO2，結合題中數據分析其可能原因_______。

②下列說法正確的是 ____________ 。

A．P點一定為平衡狀態點

B．溫度高于200℃后，NO和SO2的轉化率隨溫度升高顯著下降、最后幾乎為零

C．其它條件不變，若縮小反應器的容積可提高NO和SO2的轉化率

③假設100℃時P（NO轉化率為85%）、Q（SO2轉化率為30%）均為平衡點，此時反應時間為10分鐘，發生分解反應的臭氧占充入臭氧總量的10%，則體系中剩余O3的物質的量是_______mol；NO的平均反應速率為_______________；反應Ⅱ在此時的平衡常數為_______________ 。

（3）用電化學法模擬工業處理SO2。將硫酸工業尾氣中的SO2通入如圖裝置(電極均為惰性材料)進行實驗，可用于制備硫酸，同時獲得電能：

①M極發生的電極反應式為 ____________。

②當外電路通過0.2 mol電子時，質子交換膜左側的溶液質量_____(填“增大”或“減小”)_______克。

Answer 1

【答案】CH4(g)+2NO2(g)= N2(g)+CO2(g)+2H2O(l) △H=-955 kJ/mol ①反應Ⅰ的活化能小于反應Ⅱ，相同條件下更易發生反應 BC 0.65 0.0425mol/(L·min) 0.96 SO2+2H2O-2e- =SO42- +4H+ 增大 6.2

【解析】

（1）CH4(g)與NO2(g)反應生成N2(g)、CO2(g)和H2O(l)的化學方程式為：CH4(g)+2NO2(g)=N2(g)+CO2(g)+2H2O(1)。已知：①CH4(g)+4NO2(g)=4NO(g)+CO2(g)+2H2O(g) △H=574kJmol1；②CH4(g)+4NO(g)=2N2(g)+CO2(g)+2H2O(g) △H=1160kJmol1；③H2O(g)=H2O(l) △H=44.0kJmol1，蓋斯定律計算將可得；

（2）①反應活化能越小越容易進行；②A．圖象中屬于描點法所得圖象，P點不一定為圖象的最高點； B．圖象分析可知溫度高于200℃，2O3(g)3O2(g)，反應進行程度加大，體系臭氧濃度減小，NO、SO2的轉化率隨溫度升高顯著降低； C．其它條件不變，若縮小反應器的容積，2O3(g)3O2(g)，平衡逆向進行，臭氧濃度增大；③反應Ⅰ：NO(g)+O3(g)NO2(g)+O2(g)，反應中NO轉化率為85%，反應的NO為0.85mol，反應的O3為0.85mol，反應Ⅱ：SO2(g)+O3(g)SO3(g)+O2(g)，反應中SO2的轉化率30%，反應的二氧化硫0.3mol，反應的O3為0.3mol，2O3(g)3O2(g)，發生分解反應的臭氧占充入臭氧總量的10%，為0.2mol，則體系中剩余O3的物質的量=2.0mol0.85mol0.3mol0.2mol=0.65mol，NO的反應速率=，平衡狀態下O2物質的量=0.85mol+0.3mol+0.3mol=1.45mol，O3物質的量0.65mol，二氧化硫剩余物質的量=0.7mol，過程中生成三氧化硫物質的量0.3mol，據此計算平衡常數；

（3）①本質是二氧化硫、氧氣與水反應生成硫酸，M電極為負極，N電極為正極，M電極上二氧化硫失去電子氧化生成SO42，根據原子守恒會電荷守恒可知，有水參加反應，有氫離子生成；②質子交換膜允許氫離子通過，左側電極反應式為：SO2+2H2O2e=SO42+4H+，當外電路通過0.2mol電子時，二氧化硫通入0.1mol，氫離子移向正極0.2mol，據此計算質量變化。

（1）CH4(g)與NO2(g)反應生成N2(g)、CO2(g)和H2O(l)的化學方程式為：CH4(g)+2NO2(g)=N2(g)+CO2(g)+2H2O(1)。已知：①CH4(g)+4NO2(g)=4NO(g)+CO2(g)+2H2O(g) △H=574kJmol1；②CH4(g)+4NO(g)=2N2(g)+CO2(g)+2H2O(g) △H=1160kJmol1；③H2O(g)=H2O(l) △H=44.0kJmol1，蓋斯定律計算將=955kJ/mol，可得：CH4(g)+2NO2(g)=N2(g)+CO2(g)+2H2O(1) △H=955kJ/mol

（2）①反應Ⅰ：NO(g)+O3(g)NO2(g)+O2(g)△H1=200.9kJmol1Ea1=3.2kJmol-1

反應Ⅱ：SO2(g)+O3(g)SO3(g)+O2(g)△H2=241.6kJmol1 Ea2=58kJmol1

反應Ⅰ的活化能小于反應Ⅱ，相同條件下更易發生反應，相同溫度下NO的轉化率遠高于SO2，故答案為：反應Ⅰ的活化能小于反應Ⅱ，相同條件下更易發生反應；

②A．圖象中屬于描點法所得圖象，P點不一定為圖象的最高點，不一定為平衡點，可能是建立平衡狀態過程中的一點，故A錯誤；

B．圖象分析可知溫度高于200℃，2O3(g)3O2(g)，反應進行程度加大，體系臭氧濃度減小，NO、SO2的轉化率隨溫度升高顯著降低，當臭氧完全分解，則二者轉化率幾乎為0，故B正確；

C．其它條件不變，若縮小反應器的容積，2O3(g)3O2(g)，平衡逆向進行，臭氧濃度增大，反應Ⅰ和反應Ⅱ平衡正向進行，NO和SO2的轉化率增大，故C正確；

故答案為：BC；

③反應Ⅰ：NO(g)+O3(g)NO2(g)+O2(g) NO轉化率為85%，反應的NO為0.85mol，反應的O3為0.85mol，反應Ⅱ：SO2(g)+O3(g)SO3(g)+O2(g)SO2的轉化率30%，反應的二氧化硫0.3mol，反應的O3為0.3mol，2O3(g)3O2(g)，發生分解反應的臭氧占充入臭氧總量的10%，為0.2mol，則體系中剩余O3的物質的量=2.0mol0.85mol0.3mol0.2mol=0.65mol，NO的反應速率=0.85mol2L×10min=0.0425mol/(Lmin)，平衡狀態下O2物質的量=0.85mol+0.3mol+0.3mol=1.45mol，O3物質的量0.65mol，二氧化硫剩余物質的量=0.7mol，過程中生成三氧化硫物質的量0.3mol，SO2(g)+O3(g)SO3(g)+O2(g)，平衡常數K==0.96

（3）本質是二氧化硫、氧氣與水反應生成硫酸，M電極為負極，N電極為正極，M電極上二氧化硫失去電子氧化生成SO42，根據原子守恒和電荷守恒可知，有水參加反應，有氫離子生成，電極反應式為： SO2+2H2O2e=SO42—+4H+；當外電路通過0.2mol電子時，左側二氧化硫通入0.1mol，氫離子移向右側正極0.2mol，左側溶液質量增大，增大的質量=0.1mol×64g/mol0.2mol×1g/mol=6.2g。