Question

19．N₂、NO、NO₂、等是中學課本中重要的物質，有著重要的用途：
（1）已知N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.4kJ/mol
2H₂（g）+O₂（g）?2H₂O（1）△H=-571.6kJ/mol
寫出常溫、常壓下，N₂在催化劑條件下與水反應的熱化學反應方程式2N₂（g）+6H₂O（1）?4NH₃（g）+3O₂（g）△H=+1530.0kJ/mol．
（2）汽車排氣管上安裝催化轉化器，發(fā)生如下反應：2NO（g）+2CO（g）?N₂（g）+2CO₂（g）△H＜0，若在一定溫度下，將1.4mol NO、1.2molCO充入2L固定容積的容器中，反應過程中各物質的濃度變化如圖1所示．
①能說明該反應已達到平衡狀態(tài)的是cd（填字母）；
a．2v_正（NO）=v_逆（N₂）   b．c（CO₂）=c（CO）  c．氣體總壓不變d．混合氣體的相對分子質量
②該反應的化學平衡常數(shù)K=0.2；
③從反應開始到5min，生成了N₂0.05mol，則5min 內v（CO₂）=0.01mol•L^-1•min^-1，若保持溫度不變，20min時再向容器中充入CO、N₂各0.8mol，平衡將向左 移動（填“向左”、“向右”或“不”）；
④20min時，若改變反應條件，導致CO濃度發(fā)生如圖1所示的變化，則改變的條件可能是c（填序號）．
a．縮小容器體積   b．增加NO的濃度
c．升高溫度   d．加入催化劑
（3）利用NO₂可制備N₂O₅，原理如圖2所示．N₂O₅在電解池的陽（填“陰”或“陽”）極區(qū)生成，其電極反應式為NO₂-e^-+HNO₃=N₂O₅+H⁺．

Answer 1

分析 （1）已知：
①N₂（g）+3H₂（（g）?2NH₃（g）△H₁=-92.4kJ/mol；
②2H₂（g）+O₂（g）?2H₂O（1）△H=-571.6kJ/mol；
利用蓋斯定律，將①×2-②×3，得2N₂（g）+6H₂0（1）=4NH₃（g）+30₂（g）△H=（-92.4kJ/mol）×2-（-571.6kJ/mol）×3=+1530.0kJ/mol，
由此分析解答；
（2）①a．化學平衡時應有v_正（NO）=2v_逆（N₂）； b．化學平衡時，c（CO₂）和c（CO）可能相等，也可能不等；c．氣體總壓不變，說明氣體的物質的量不變；d．混合氣體的相對分子質量，說明氣體的總物質的量不變；
②反應達到平衡狀態(tài)時，c（CO）=0.4mol/L，C（N₂）=0.1mol/L，C（CO₂）=2C（N₂）=0.2mol/L，C（NO）=0.7mol/L-（0.6-0.4）mol/L=0.5mol/L，K$\frac{0.2×0．{2}^{2}}{0．{4}^{2}×0．{5}^{2}}$L•mol^-1=0.2 L•mol^-1；
③從反應開始到5min，生成了N₂0.05mol，則5min 內v（CO₂）=$\frac{\frac{0.05mol×2}{2L}}{5min}$=0.01 mol•L^-1•min^-1；平衡常數(shù)表達式中CO的濃度是2次方，所以20min時再向容器中充入CO、N₂各0.8mol，分母增加的幅度大，則Qc＜K；
④平衡時一氧化碳的濃度增大，平衡向逆反應方向移動，
a．縮小容器體積平衡向正反應方向移動，故錯誤；   
b．增增加NO的濃度平衡向正反應方向移動，故錯誤；    
c．升高溫度平衡向逆反應方向移動，故正確；  
d．加入催化劑不改變平衡移動，故錯誤；
（3）利用NO₂或N₂O₄可制備N₂O₅，N元素發(fā)生氧化反應，則N₂O₅在電解池的陽極區(qū)生成，由圖可知，陽極上是 N₂O₄失去電子，在HNO₃條件下生成N₂O₅，根據(jù)電荷守恒可知有H⁺生成．

解答 解：（1）已知：
①N₂（g）+3H₂（（g）?2NH₃（g）△H₁=-92.4kJ/mol；
②2H₂（g）+O₂（g）?2H₂O（1）△H=-571.6kJ/mol；
利用蓋斯定律，將①×2-②×3，得2N₂（g）+6H₂0（1）=4NH₃（g）+30₂（g）△H=（-92.4kJ/mol）×2-（-571.6kJ/mol）×3=+1530.0kJ/mol，
故答案為：2N₂（g）+6H₂O（1）?4NH₃（g）+3O₂（g）△H=+1530.0kJ/mol；
（2）①a．化學平衡時應有v_正（NO）=2v_逆（N₂），故錯誤；
b．化學平衡時，c（CO₂）和c（CO）可能相等，也可能不等，故錯誤；
c．氣體總壓不變，說明氣體的物質的量不變，達平衡狀態(tài)，故正確；
d．混合氣體的相對分子質量，說明氣體的總物質的量不變，達平衡狀態(tài)，故正確；故答案為：cd；
②反應達到平衡狀態(tài)時，c（CO）=0.4mol/L，C（N₂）=0.1mol/L，C（CO₂）=2C（N₂）=0.2mol/L，C（NO）=0.7mol/L-（0.6-0.4）mol/L=0.5mol/L，K$\frac{0.2×0．{2}^{2}}{0．{4}^{2}×0．{5}^{2}}$L•mol^-1=0.2 L•mol^-1，故答案為：0.2；
③從反應開始到5min，生成了N₂0.05mol，則5min 內v（CO₂）=$\frac{\frac{0.05mol×2}{2L}}{5min}$=0.01 mol•L^-1•min^-1，平衡常數(shù)表達式中CO的濃度是2次方，所以20min時再向容器中充入CO、N₂各0.8mol，分母增加的幅度大，則Qc＜K，所以平衡向逆反應方向移動，故答案為：0.01 mol•L^-1•min^-1；向左；     
④平衡時一氧化碳的濃度增大，平衡向逆反應方向移動，
a．縮小容器體積平衡向正反應方向移動，故錯誤；   
b．增增加NO的濃度平衡向正反應方向移動，故錯誤；    
c．升高溫度平衡向逆反應方向移動，故正確；  
d．加入催化劑不改變平衡移動，故錯誤；
故答案為：c；
（3）利用NO₂或N₂O₄可制備N₂O₅，N元素發(fā)生氧化反應，則N₂O₅在電解池的陽極區(qū)生成，由圖可知，陽極上是NO₂失去電子，在HNO₃條件下生成N₂O₅，根據(jù)電荷守恒可知有H⁺生成，電極反應式為：NO₂-e^-+HNO₃=N₂O₅+H⁺，
故答案為：陽；NO₂-e^-+HNO₃=N₂O₅+H⁺．

點評 本題考查化學反應速率的計算、化學平衡移動原理及化學平衡常數(shù)的計算，難度較大，要注意利用化學平衡常數(shù)與濃度商的關系確定反應方向．