Question

【題目】碳氧化物、氮氧化物、二氧化硫的處理與利用是世界各國研究的熱點問題。

消除汽車尾氣中的NO、CO，有利于減少PM2.5的排放。已知如下信息：

2CO(g)＋2NO(g)2CO2(g)＋N2(g)　ΔH1＝－748kJ·mol－1

2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g)　ΔH2＝－565kJ·mol－1

(1)在一定條件下N2和O2會轉化為NO，寫出該反應的熱化學方程式：_________。

(2)為研究不同條件對反應的影響，在恒溫條件下，向2L恒容密閉容器中加入0.2molNO和0.4mol CO，在催化劑存在的條件下發(fā)生反應，10min時反應達到平衡，測得10min內v(NO)＝7.5×10－3mol·L－1·min－1，則平衡后n(CO)＝________mol，關于該平衡的下列說法正確的是________。

a．增大壓強，平衡一定向右移動

b．其他條件不變，升高溫度，化學反應速率一定增大

c．其他條件不變，若改為在恒壓容器中進行，CO的平衡轉化率比恒容條件下大

d．達到平衡后v正(NO)＝2v逆(N2)

(3)其他條件相同，t min時不同溫度下測得NO的轉化率如圖所示。

A點的反應速度v正________(填“＞”、“＜”或“＝”)v逆，A、B兩點反應的平衡常數(shù)較大的是________(填“A”或“B”)。

(4)已知HNO2的電離常數(shù)Ka＝7.1×10－4mol·L－1；

NH3·H2O的電離常數(shù)Kb＝1.7×10－5mol·L－1

則0.1mol·L－1NH4NO2溶液中離子濃度由大到小的順序是____________________________，

常溫下NO2-水解反應的平衡常數(shù)Kh＝________(保留兩位有效數(shù)字)。

Answer 1

【答案】 N2(g)＋O2(g)===2NO(g)　ΔH＝＋183kJ·mol－1 0.25 bcd ＞ A c(NO2-)＞c(NH4+)＞c(H＋)＞c(OH－) 1.4×10－11

【解析】（1）①2CO（g）+2NO（g）2CO2（g）+N2（g）△H1=-748kJmol-1，

②2CO（g）+O2（g）═2CO2（g）△H2=-565kJmol-1

在一定條件下N2和O2會轉化為NO氣體，反應的熱化學方程式依據(jù)蓋斯定律計算②-①得到：N2（g）+O2（g）═2NO（g）△H=+183KJ/mol；

（2）結合化學平衡三段式列式計算，測得10min內v（NO）=7.5×10-3molL-1min-1，反應消耗物質的量=7.5×10-3molL-1min-1×10min×2L=0.15mol

2CO（g）+2NO（g）2CO2（g）+N2（g）

起始量（mol） 0.4 0.2 0 0

變化量（mol） 0.15 0.15 0.15 0.075

平衡量（mol） 0.25 0.05 0.15 0.075

反應是氣體體積減小的放熱反應，依據(jù)化學平衡移動原理和影響因素分析判斷，a．改變壓強的同時改變溫度或濃度，平衡可能逆向進行，反應是氣體體積減小的反應，所以是其他條件不變時增大壓強，平衡一定向右移動，故a錯誤；b．反應是放熱反應，其它條件不變，升高溫度，平衡向吸熱反應方向進行，即逆向進行，但化學反應速率一定增大，故b正確；c．其它條件不變，若改為在恒壓容器中進行，恒壓容器中隨反應進行壓強比恒容容器中大，平衡正向進行，CO的平衡轉化率比恒容條件下大，故c正確；d．反應是之比等于化學方程式計量數(shù)之比，為正反應速率之比，v正（NO）=2v逆（N2）說明氮氣正逆反應速率相同，反應是破壞狀態(tài)，故d正確；答案為bcd；（3）化學反應速率隨溫度升高增大，則VA＜VB，NO的轉化率隨溫度升高增大，到B點后減小，說明反應是放熱反應平衡逆向進行，平衡常數(shù)減小；（4）相同溫度下等濃度的NH4NO3和NH4NO2兩份溶液，測得NH4NO2溶液中c（NH4+）較小，是因為NO2-是弱酸陰離子水解顯堿性，銨根離子水解顯酸性，二者水解相互促進；硝酸銨溶液中銨根離子水解顯酸性，溶液中離子濃度大小為：c（NO3-）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（OH-）；依據(jù)NO2-+H2OHNO2+OH-，水解平衡常數(shù)表達式Kh=，分子和分母都乘以氫離子濃度得到水解平衡常數(shù)Kh=×===1.4×10-11。