Question

7．（1）已知：
①2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（l）△H1=-571.6kJ•mol^-1
②2CO（g）+O₂（g）=2CO₂（g）△H2=-566.0kJ•mol^-1
③CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H3=-90.8kJ•mol^-1
計算甲醇蒸氣的燃燒熱△H=-763.8kJ•mol^-1
（2）在某溫度下，發(fā)生可逆反應：CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）△H=-41.0kJ．mol^-1   
①向某容器中充入1.0molH₂O（g）和1.0mol CO（g），在一定條件下發(fā)生上述反應．混合氣體中CO的物質的量與時間關系如下表所示：

	0	5min	10min	15min	20min	25min
Ⅰ（800℃）	1.0	0.80	0.70	0.65	0.50	0.50
Ⅱ（800℃）	1.0	0.7	0.60	0.50	0.50	0.50

相對實驗Ⅰ，實驗Ⅱ可能改變的條件可能是增大壓強（或縮小體積）、加催化劑，該溫度下，平衡常數(shù)=1．
②若開始向絕熱容器中投入一定量二氧化碳、氫氣在一定條件下發(fā)生上述可逆反應．下列圖象正確且說明可逆反應達到平衡狀態(tài)的是A．（填序號）（Mr為反應混合物的平均相對分子質量）

（3）對燃煤煙氣和汽車尾氣進行脫硝、脫碳和脫硫等處理，可實現(xiàn)綠色環(huán)保、節(jié)能減排等目的．汽車尾氣脫硝脫碳的主要原理為：2NO（g）+2CO（g）$\stackrel{催化劑}{?}$  N₂（g）+2CO₂（g）△H=-QkJ/mol．
一定條件下，在一密閉容器中，用傳感器測得該反應在不同時間的NO和CO濃度如下表：

時間/s	0	1	2	3	4	5
c（NO）/mol•L-1	1.00×10-3	4.50×10-4	2.50×10-4	1.50×10-4	1.00×10-4	1.00×10-4
c（CO）/mol•L-1	3.60×10-3	3.05×10-3	2.85×10-3	2.75×10-3	2.70×10-3	2.70×10-3

前2s內(nèi)的平均反應速率υ（N₂）=1.88×10^-4mol/（L•s）；
達到平衡時，CO的轉化率為25%．
（4）氨氣是重要化工原料，在國民經(jīng)濟中占重要地位．在恒溫、容積相等的恒容密閉容器中投入一定量氮氣、氫氣，發(fā)生如下可逆反應：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.40kJ．mol^-1 實驗測得起始、平衡時的有關數(shù)據(jù)如表所示：

容器編號	起始時各物質的物質的量/mol			平衡時反應中的能量變化
	H2	N2	NH3
Ⅰ	3 n	n	0	放出熱量a kJ
Ⅱ	3 n	2 n	0	放出熱量b kJ
Ⅲ	6 n	2 n	0	放出熱量c kJ

下列判斷正確的是BC．
A．N₂的轉化率：Ⅱ＞Ⅰ＞ⅢB．放出熱量：a＜b＜92.4n
C．達到平衡時氨氣的體積分數(shù)：Ⅲ＞ⅠD．平衡常數(shù)：Ⅲ＞Ⅱ＞Ⅰ

Answer 1

分析 （1）①2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（l）△H₁=-571.6kJ•mol^-1
②2CO（g）+O₂（g）=2CO₂（g）△H₂=-566.0kJ•mol^-1
③CO（g）+2H₂（g）═CH3OH（g）△H₃=-90.8kJ•mol^-1
根據(jù)蓋斯定律知，①+②×$\frac{1}{2}$-③得：CH₃OH（g）+$\frac{3}{2}$O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（l）；
（2）①從數(shù)據(jù)看，I和II達到相同狀態(tài)，說明平衡沒有移動，若該可逆反應是等氣體分子數(shù)反應，則增大壓強，平衡不移動，或者加入催化劑也能加快反應速率，平衡不移動；
等氣體分子數(shù)反應，可以用物質的量代替濃度計算平衡常數(shù)，達到平衡時，各物質的物質的量都等于0.5mol，根據(jù)K=$\frac{c（CO{\;}_{2}）c（H{\;}_{2}）}{c（CO）c（H{\;}_{2}O）}$計算；
②A、開始投入二氧化碳和氫氣，從逆方向進行反應，反應吸熱，開始溫度下降，當溫度不變時達到平衡狀態(tài)；
B、開始投入二氧化碳和氫氣，從逆方向進行反應，氫氣體積分數(shù)由最大逐漸減�。�
C、反應熱只與化學計量數(shù)有關，與反應限度無關．
D、因為總質量不變，總物質的量也不變，根據(jù)混合氣體平均相對分子質量=$\frac{m（總）}{n（總）}$判斷；
（3）依據(jù)反應速率V=$\frac{△c}{△t}$計算一氧化碳的反應速率，結合反應速率之比等于化學方程式計量數(shù)之比計算氮氣的反應速率，轉化率=$\frac{消耗量}{起始量}$×100%；
（4）A、實驗I和III比較，實驗III相當于實驗I體積壓縮一半，加壓時平衡向正方向移動，I、II實驗中氫氣量相等，氮氣量越多，氮氣轉化率減小，據(jù)此回答；
B、根據(jù)可逆反應特點，3mol氫氣和1mol氮氣不能完全生成NH₃；
C、根據(jù)壓強對化學平衡移動的影響來回答；
D、溫度不變，平衡常數(shù)不變．

解答 解：（1）①2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（l）△H₁=-571.6kJ•mol^-1
②2CO（g）+O₂（g）=2CO₂（g）△H₂=-566.0kJ•mol^-1
③CO（g）+2H₂（g）═CH3OH（g）△H₃=-90.8kJ•mol^-1
根據(jù)蓋斯定律知，①+②×$\frac{1}{2}$-③得：CH₃OH（g）+$\frac{3}{2}$O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（l）
△H=-571.6kJ•mol^-1-566.0kJ•mol^-1×$\frac{1}{2}$+90.8kJ•mol^-1=-763.8kJ•mol^-1，
故答案為：-763.8kJ•mol^-1；
（2）①從數(shù)據(jù)看，I和II達到相同狀態(tài)，說明平衡沒有移動，若該可逆反應是等氣體分子數(shù)反應，且反應物和產(chǎn)物都是氣態(tài)，增大壓強，平衡不移動，能縮短達到平衡的時間；加入催化劑也能加快反應速率，縮短達到平衡時間；
等氣體分子數(shù)反應，可以用物質的量代替濃度計算平衡常數(shù)，達到平衡時，各物質的物質的量都等于0.5mol，所以K=$\frac{c（CO{\;}_{2}）c（H{\;}_{2}）}{c（CO）c（H{\;}_{2}O）}$=$\frac{0.5mol×0.5mol}{0.5mol×0.5mol}$=1，
故答案為：增大壓強（或縮小體積）、加催化劑；1；
②A、開始投入二氧化碳和氫氣，從逆方向進行反應，反應吸熱，開始溫度下降，當溫度不變時達到平衡狀態(tài)，故A正確；
B、開始投入二氧化碳和氫氣，從逆方向進行反應，氫氣體積分數(shù)由最大逐漸減小，故B錯誤．
C、反應熱只與化學計量數(shù)有關，與反應限度無關，所以焓變一直不變，故C錯誤．
D、因為總質量不變，總物質的量也不變，所以混合氣體平均相對分子質量=$\frac{m（總）}{n（總）}$始終不變，故D錯誤．
故選：A．
（3）前2s內(nèi)的平均反應速率v（N₂）=$\frac{1}{2}$v（CO）=$\frac{1}{2}$×$\frac{3.60×10{\;}^{-3}mol/L-2.85×10{\;}^{-3}mol/L}{2s}$=1.88×10^-4mol/（L•s），
CO的平衡轉化率=$\frac{3.60×10{\;}^{-3}mol/L-2.70××10{\;}^{-3}mol/L}{3.60×10{\;}^{-3}mol/L}$×100%=25%，
故答案為：1.88×10^-4；25%；
（4）A、實驗I和III比較，實驗III相當于實驗I體積壓縮一半，加壓時平衡向正方向移動，N₂轉化率增大，III中氮氣轉化率大于I中氮氣轉化率；I、II實驗中氫氣量相等，氮氣量越多，氮氣轉化率減小，I中氮氣轉化率大于II中氮氣轉化率，故III、I、II中氮氣轉化率依次增大，A錯誤；
B、可逆反應的熱化學方程式表示：1mol氮氣和3mol氫氣完全反應放出92.4kJ熱量．根據(jù)可逆反應特點，3mol氫氣和1mol氮氣不能完全生成NH₃．II生成的氨氣量大于I，B項正確；
C、如果平衡不移動，III中氨氣量是I中2倍，氨氣體積分數(shù)相等．在恒容條件下，I容器加壓變成III，增大壓強，平衡向生成NH₃方向移動，氨體積分數(shù)增大，C正確；
D、溫度不變，平衡常數(shù)不變，三個容器中平衡常數(shù)相等，D錯誤．
故選BC．

點評 本題考查化學平衡的標志、平衡常數(shù)的計算及化學平衡移動原理、蓋斯定律的計算應用等，知識點較多，綜合性很強，難度中等．