Question

化工行業(yè)的發(fā)展必須符合國家節(jié)能減排的總體要求。請回答下列問題：
（1）已知C(s)+H₂O(g) CO(g)+H₂(g)，則該反應的平衡常數表達式為               。
（2）已知在一定溫度下，
C（s）+CO₂（g）   2CO（g）          △H₁
CO（g）+H₂O（g）   H₂（g）+CO₂（g） △H₂
C（s）+H₂O（g） CO（g）+H₂（g）    △H₃
則△H₁、△H₂、△H₃之間的關系是：                             。
（3）通過研究不同溫度下平衡常數可以解決某些實際問題。已知等體積的一氧化碳和水蒸氣進入反應時，會發(fā)生如下反應： CO(g)+H₂O(g) H₂(g)+CO₂(g)，該反應平衡常數隨溫度的變化如表所示。

溫度/℃	400	500	800
平衡常數K	9.94	9	1

 
則該反應的正反應方向是     反應（填“吸熱”或“放熱”），在500℃時，若設起始時CO和H₂O的起始濃度均為0.020mol/L，則CO的平衡轉化率為     。
（4）從氨催化氧化可以制硝酸，此過程中涉及氮氧化物，如NO、NO₂、N₂O₄等。對反應N₂O₄(g) 2NO₂(g)  △H＞0在溫度為T₁、T₂時，平衡體系中NO₂的體積分數隨壓強變化曲線如圖所示。下列說法正確的是      ：

A．A、C兩點的反應速率：A＞C
B．A、C兩點氣體的顏色：A深，C淺
C．B、C兩點的氣體的平均相對分子質量：B＜C
D．由狀態(tài)A到狀態(tài)B，可以用加熱的方法
E．A、C兩點的化學平衡常數：A=C
（5）工業(yè)上用Na₂SO₃吸收尾氣中的SO₂，再用下圖裝置電解(惰性電極)NaHSO₃制取H₂SO₄（陰離子交換膜只永許陰離子通過），陽極電極反應式為：               ，陽極區(qū)逸出氣體的成分為       （填化學式）。

Answer 1

（1）（共2分）    
（2）(共2分) △H₃ =△H₁+△H₂ 或△H₁=△H₃﹣△H₂ 或△H₂ =△H₃﹣△H₁
（3）(共5分) 放熱 (2分)   75% （3分）
（4）(共2分) E  （不能選B，因為壓強大過一倍以上時，壓縮引起的顏色變化大過移動引起的顏色變化，所以C點比A點顏色深；溫度相同,則平衡常數相同）
（5）(共4分)  4OH ^- - 4e^-=2H₂O+O₂↑   (2分)       O₂、SO₂ (2分)
（說明：陰離子放電順序S^2->I^->Br^->Cl^->OH^->含氧酸根（SO₃^2->SO₄^2->NO₃^-）>F^- ；陽離子放電順序：Ag⁺>Hg²⁺>Fe³⁺>Cu²⁺>H⁺（酸性溶液）>Pb²⁺>Sn²⁺>Fe²⁺>Zn²⁺（>水解產生的H⁺）>Al³⁺>Mg²⁺>Na⁺>Ca²⁺>K⁺；溶液中電極電位：4OH^—4e^-=O₂+2H₂O  E=﹣0.401 V；SO₃^2-+2OH^-=SO₄^2-+H₂O  E=+0.90V。所以：在陰極是H⁺放電，在陽極是OH^-放電不是SO₃^2-；由于放電速度很快，離子移動速度較慢，陰極區(qū)OH^-放電后多出的H⁺立即與SO₃^2-反應放出SO₂氣體，陰極區(qū)多出的SO₃^2-通過陰離子交換膜移動過陽極區(qū)補充）

試題分析：（1）由反應方程式可知C為固體，所以平衡常數的表達式為
（2）根據熱化學方程式和蓋斯定律得，方程式③=①+②，所以△H₃=△H₁ +△H₂ 。
（3）根據表格中數據可知，隨著溫度的升高，平衡常數逐漸減小，說明正反應進行的程度逐漸減小，所以平衡逆向移動，正反應為放熱反應；500℃時，平衡常數K=9，所以有：
CO(g)+H₂O(g)  H₂(g) + CO₂(g)，
初始濃度(mol/L) 0.020  0.020      0      0
轉化濃度(mol/L) 0.02α    0.02α   0.02α    0.02α
平衡濃度(mol/L) 0.02(1-α) 0.02(1-α) 0.02α    0.02α
所以代入表達式中K=(0.02α)²/ [0.02(1-α)]² =9，解得α=75%，所以CO轉化率為75%。
（4）圖為不同溫度下平衡體系中的NO2體積分數隨壓強變化曲線圖，所以分析：
A：反應速率受溫度、濃度、壓強等因素影響，C點的壓強遠大于A，壓強越大反應速率越大，C>A，A錯誤。
B：NO2為紅棕色，顏色深淺與濃度大小有關， C點對于A點，增大了壓強，平衡逆向移動，NO2減少，但是因為C點壓強遠大于A點，所以被壓縮后濃度增大要大于平衡移動造成的濃度減小，所以C的顏色深，A淺，B錯誤。
C：B、C兩點在不同條件控制下平衡時NO2的體積分數相等，所以氣體的總質量和總物質的量相等，平均相對分子質量相等B=C，C項錯誤。
D：正反應為吸熱反應，升高溫度平衡正向移動，NO2的體積分數增大，所以加熱不能實現狀態(tài)A到狀態(tài)B的轉化，D項錯誤。
E：A、C兩點在同一溫度線上，所以溫度相同平衡常數相同，A=C，所以E正確。
故選E。
（5）根據如圖電解裝置可知，陰極HSO₃^-電離出的H⁺在陰極區(qū)得到電子被還原生成了H₂陰極反應式：2H⁺+2e^-=H2↑，而陽極區(qū)水電離的OH^-先放電，失去電子生成O₂，陽極反應式：4OH ^- - 4e^-=2H₂O+O₂↑，由于陽極區(qū)不斷消耗OH-，所以使得陰極區(qū)產生的SO₃^2- 不斷通過陰離子交換膜，并與陽極溶液中的H⁺反應2H⁺+ SO₃^2- =SO₂↑+H₂O，所以陽極區(qū)有氧氣產生，也有SO₂產生。而通過離子交換膜的部分SO₃^2- 也會被生成的氧氣氧化生成SO₄^2- ，所以也會不斷生成硫酸產品。（說明：陰離子放電順序S^2->I^->Br^->Cl^->OH^->含氧酸根（SO₃^2->SO₄^2->NO₃^-）>F^- ；陽離子放電順序：Ag⁺>Hg²⁺>Fe³⁺>Cu²⁺>H⁺（酸性溶液）>Pb²⁺>Sn²⁺>Fe²⁺>Zn²⁺（>水解產生的H⁺）>Al³⁺>Mg²⁺>Na⁺>Ca²⁺>K⁺；溶液中電極電位：4OH^—4e^-=O₂+2H₂O  E=﹣0.401 V；SO₃^2-+2OH^-=SO₄^2-+H₂O  E=+0.90V。所以：在陰極是H⁺放電，在陽極是OH^-放電不是SO₃^2-；由于放電速度很快，離子移動速度較慢，陰極區(qū)OH^-放電后多出的H⁺立即與SO₃^2-反應放出SO₂氣體，陰極區(qū)多出的SO₃^2-通過陰離子交換膜移動過陽極區(qū)補充）