Question

【題目】研究NO2、SO2、CO等大氣污染氣體的處理具有重要意義。

（1）已知：2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g) ΔH= -196.6kJ·mol-1

2NO(g)+O2(g) 2NO2(g) ΔH= -113.0kJ·mol-1

則反應NO2(g)+SO2(g) SO3(g)+NO(g)的ΔH= kJ·mol-1

（2）一定條件下，將NO2與SO2以體積比2∶1置于密閉容器中發(fā)生上述反應，下列能說明反應達到平衡狀態(tài)的是

A．體系壓強保持不變

B．混合氣體顏色保持不變

C．SO3和NO的體積比保持不變

D．每消耗1molSO3的同時生成1mol NO

測得上述反應達平衡時NO2與SO2的體積比為5∶1，則平衡常數K=

（3）CO可用于合成甲醇，反應方程式為CO(g)+2H2(g) CH3OH(g)。CO在不同溫度下的平衡轉化率與壓強的關系如圖（2）所示。該反應ΔH 0(填“>”或“＜”)。實際生產條件控制在250℃、1.3×104kPa左右，選擇此壓強的理由是： 。

（4）依據燃燒的反應原理，合成的甲醇可以設計如圖（3）所示的原電池裝置。

①該電池工作時，OH-向 極移動(填“正”或“負”)。

②該電池正極的電極反應式為 。

Answer 1

【答案】

（1）-41.8

（2）BD 1.8

（3）＜；在1.3×104kPa下，CO的轉化率已較高，再增大壓強CO的轉化率提高不大，而生產成本增加得不償失

（4）負； O2+2H2O+4e-=OH-

【解析】

試題分析：（1）已知：①2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)△H=-196.6kJmol-1，②2NO(g)+O2(g) 2NO2(g)△H=-113.0kJmol-1，利用蓋斯定律將①×-②×得NO2(g)+SO2(g)SO3(g)+NO(g)△H=×(-196.6kJmol-1)-×(-113.0kJmol-1)=-41.8kJmol-1，故答案為：-41.8；

（2）A．無論是否達到平衡，體系壓強都保持不變，不能用于判斷是否達到平衡狀態(tài)，故A錯誤；B．混合氣體顏色保持不變，說明濃度不變，達到平衡狀態(tài)，故B正確；C．SO3和NO的計量數之比為1：1，無論是否達到平衡，二者的體積比保持不變，不能判斷是否達到平衡狀態(tài)，故C錯誤；D．物質的量之比等于化學計量數之比，則每消耗1mol SO3的同時消耗1molNO，現在同時生成1mol NO，表示正逆反應速率相等，能判斷是否達到平衡狀態(tài)，故D錯誤，故答案為：BD；

（3）由圖可知，溫度升高，CO的轉化率降低，平衡向逆反應方向移動，故逆反應是吸熱反應，正反應是放熱反應，△H＜0；壓強大，有利于加快反應速率，有利于使平衡正向移動，但壓強過大，需要的動力大，對設備的要求也高，故選擇250℃、1.3×104kPa左右的條件．因為在250℃、壓強為1.3×104 kPa時，CO的轉化率已較大，再增大壓強，CO的轉化率變化不大，沒有必要再增大壓強．故答案為：＜，在1.3×104kPa下，CO的轉化率已較高，再增大壓強CO的轉化率提高不大，而生產成本增加得不償失；

（4）①依據甲醇燃燒的反應原理，結合如圖所示的原電池裝置，負極上失電子發(fā)生氧化反應，正極上得到電子發(fā)生還原反應；一般燃料在負極上發(fā)生反應，氧氣再正極發(fā)生還原反應；負極電極反應為：CH3OH+8OH--6e-=CO32-+6H2O；陰離子移向負極；正極電極反應為：O2+2H2O+4e-=4OH-；故答案為：負；O2+2H2O+4e-=4OH-。