Question

12．2015年9月爆發(fā)的德國大眾車尾氣排放作弊事件引起了公眾的關注．大眾車尾氣中常含有大里氮氧化物．通常會采用噴射尿素溶液的方法，將有毒的氮氧化物還原成無污染的物質．大眾選擇了一種違規(guī)做法，即在客戶平時用車時不開啟噴射尿素的尾氣后處理系統(tǒng)，而是通過軟件讓這一系統(tǒng)只在尾氣排放檢測時啟動．

Ⅰ、通過NOx傳感器可監(jiān)測空氣的NOx的含量，其工作原理圖如圖，寫出NiO電極的電極反應式NO+O^2--2e^-=NO₂；
Ⅱ、以CO₂與NH₃為原料可合成尿素[化學式為CO（NH₂）₂]．已知：
①2NH₃（g）+CO₂（g）=NH₂CO₂NH₄（s）△H=-l59.5kJ•mol-1
②NH₂CO₂NH₄（s）=CO（NH₂）₂（s）+H₂O（g）△H=+116.5kJ•mol-1
③H₂O（l）=H₂O（g）△H=+44.0kJ•mol-1
（1）寫出CO₂與NH₃合成尿素和液態(tài)水的熱化學反應方程式2NH₃（g）+CO₂（g）=CO（NH₂）₂（s）++H₂O（l）△H=-87.0kJ/mol；
（2）恒溫下將2molNH₃和1molCO₂放入容積為2L的密閉容器中，反應生成NH₂CO₂NH₄（s），2分鐘后達到平衡．此時NH₃的濃度為0.8mol/L，則CO₂的反應速率為0.05mol/（L•min），NH₃的轉化率是20%．
Ⅲ、尿素在一定溫度下可分解生成NH₃，NH₃催化還原N_xO_y可以消除氮氧化物的污染．已知：
反應a：4NH₃（g）+6NO（g）═5N₂（g）+6H₂O（l）
反應b：2NO（g）+O₂（g）═2NO₂（g）
反應c：4NH₃（g）+6NO₂（g）═5N₂（g）+3O₂（g）+6H₂O（l）
（1）相同條件下，反應a在2L密閉容器內，選用不同的催化劑，反應產物N₂的量隨時間變化如圖2所示．下列說法正確的是CD．
A．該反應的活化能大小順序是：E_a（A）＞E_a（B）＞E_a（C）
B．增大壓強能使反應速率加快，是因為增加了活化分子百分數
C．單位時間內H-O鍵與N-H鍵斷裂的數目相等時，說明反應已經達到平衡
D．若在恒容絕熱的密閉容器中發(fā)生反應，當K值不變時，說明反應已經達到平衡
（2）對于反應c來說，可加快反應速率的措施有增加NH₃或NO₂或N₂或O₂的濃度、升高溫度、增大壓強等（任寫2種）
（3）恒溫恒容條件下，反應b達到平衡時體系中n（NO）：n（O₂）：n（NO₂）=2：1：2，在其他條件不變時，再充入NO₂氣體，NO₂體積分數變大（填“變大”、“變小”或“不變”）．

Answer 1

分析 I、NiO電極上NO失電子和氧離子反應生成二氧化氮；
Ⅱ、（1）依據熱化學方程式和蓋斯定律計算①+②-③得到CO₂與NH₃合成尿素和液態(tài)水的熱化學反應方程式；
（2）0-2min時間內該化學反應速率v（CO₂）=$\frac{△c}{△t}$，轉化率=$\frac{消耗量}{起始量}$×100%；
III、（1）A．相同時間內生成的氮氣的物質的量越多，則反應速率越快，活化能越低；
B．改變壓強，活化分子百分數不變；
C．單位時間內H-O鍵斷裂表示逆速率，N-H鍵斷裂表示正速率，正逆速率相同則反應已經達到平衡；
D．該反應為放熱反應，恒容絕熱的密閉容器中，反應時溫度會升高，則K會減小；
（2）根據外界條件對速率的影響分析；
（3）恒溫恒容條件下，反應b達到平衡時體系中n（NO）：n（O₂）：n（NO₂）=2：1：2，再充入NO₂氣體，NO₂體積分數變大．

解答 解：I、NiO電極上NO失電子和氧離子反應生成二氧化氮，NiO為負極，所以電極反應式為：NO+O^2--2e^-=NO₂，
故答案為：NO+O^2--2e^-=NO₂；
Ⅱ、（1）：①2NH₃（g）+CO₂（g）→NH₂CO₂ NH₄（s）+l59.5kJ•mol^-1
②NH₂CO₂NH₄（s）→CO（NH₂）₂（s）+H₂O（g）-116.5kJ•mol^-1
③H₂O（l）→H₂O（g）-44.0kJ•mol^-1
依據熱化學方程式和蓋斯定律計算①+②-③得到CO₂與NH₃合成尿素和液態(tài)水的熱化學反應方程式為2NH₃（g）+CO₂（g）=CO（NH₂）₂（s）+H₂O（l）△H=-87.0KJ/mol；
故答案為：2NH₃（g）+CO₂（g）=CO（NH₂）₂（s）+H₂O（l）△H=-87.0KJ/mol；
（2）2NH₃+CO₂?NH₂CO₂NH₄，
起始量（mol/L）  1          0.5            0
變化量（mol/L）0.2         0.1            0.1
平衡量（mol/L） 0.8         0.4           0.1
CO₂的反應速率v（CO₂）=$\frac{0.1mol/L}{2min}$=0.05mol/（L•min）
NH₃的轉化率=$\frac{消耗量}{起始量}$×100%=$\frac{0.1mol}{0.5mol}$×100%=20%，
故答案為：0.05mol/（L•min）；20%；
III、（1）A．相同時間內生成的氮氣的物質的量越多，則反應速率越快，活化能越低，所以該反應的活化能大小順序是：E_a（A）＜E_a（B）＜E_a（C），故A錯誤；
B．增大壓強能使反應速率加快，是因為增大了活化分子數，而活化分子百分數不變，故B錯誤；
C．單位時間內H-O鍵斷裂表示逆速率，N-H鍵斷裂表示正速率，單位時間內H-O鍵與N-H鍵斷裂的數目相等時，則消耗的NH₃和消耗的水的物質的量之比為4：6，則正逆速率之比等于4：6，說明反應已經達到平衡，故C正確；
D．該反應為放熱反應，恒容絕熱的密閉容器中，反應時溫度會升高，則K會減小，當K值不變時，說明反應已經達到平衡，故D正確；
故答案為：CD；
（2）化學反應溫度高，增加NH₃或NO₂或N₂或O₂的濃度；增大壓強等；反應速率快，
故答案為：增加NH₃或NO₂或N₂或O₂的濃度、升高溫度、增大壓強等；
（3）恒溫恒容條件下，反應b達到平衡時體系中n（NO）：n（O₂）：n（NO₂）=2：1：2，再充入NO₂氣體，雖然平衡逆向移動，但NO₂體積分數還是變大，
故答案為：變大．

點評 本題考查化學平衡影響因素、平衡常數影響因素、反應速率計算、平衡狀態(tài)的判斷、反應熱計算、題目難度中等，側重于考查學生對基礎知識的綜合應用能力．