Question

【题目】运用化学反应原理研究碳、氮、硫的单质及其化合物的反应对缓解环境污染、能源危机具有重要意义。

I.氨为重要的化工原料，有广泛用途。

(1)合成氨中的氢气可由下列反应制取：

a.CH4(g)+H2O(g)CO(g)+3H2(g) H1=+216.4kJ/mol

b.CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g) H2=–41.2kJ/mol

则反应CH4(g)+2H2O(g)CO2(g)+4H2(g)H=__。

(2)起始时投入氮气和氢气的物质的量分别为1mol、3mol，在不同温度和压强下合成氨。平衡时混合物中氨的体积分数与温度的关系如图。

①恒压时，反应一定达到平衡状态的标志是__(填序号)。

A.N2和H2的转化率相等

B.反应体系密度保持不变

C.保持不变

D.=2

②P1__P2(填“>”“<”“=”或“不确定”，下同)；反应的平衡常数：B点__D点。

③C点H2的转化率为__；在A、B两点条件下，该反应从开始到平衡时生成氮气的平均速率：v(A)___v(B)。

Ⅱ.用间接电化学法去除烟气中NO的原理如图所示。

(3)已知阴极室溶液呈酸性，则阴极的电极反应式为__。反应过程中通过质子交换膜(ab)的H+为2mol时，吸收柱中生成的气体在标准状况下的体积为__L。

Answer 1

【答案】+175.2kJ/mol BC < > 66.7% < 2SO+4H++2e-=S2O+2H2O 11.2

【解析】

利用盖斯定律求反应热；达到平衡时，正、逆反应速率相等，各物质的浓度不变，气体的总物质的量不变，以此判断；增大压强，平衡正向移动，平衡混合气体中氨气的百分含量增大；升高温度，平衡逆向移动，平衡常数减小；起始时投入氮气和氢气分别为1mol、3mol，反应的方程式为N2(g)+3H2(g)2NH3(g)，C点氨气的含量为50%，结合方程式计算；压强越大、温度越高，反应速率越快；根据图示可知，阴极通入的发生得电子的还原反应生成，结合溶液为酸性书写阴极反应式；写出电解池的总反应，根据通过的氢离子物质的量可知转移电子的物质的量，吸收柱中生成的气体为氮气，然后利用电子守恒计算氮气的物质的量，最后根据V=nVm计算标况下体积。

I.(1)已知a.CH4(g)+H2O(g)CO(g)+3H2(g) H1=+216.4kJ/mol

b.CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g) H2=–41.2kJ/mol

将a+b，可得CH4(g)+2H2O(g)CO2(g)+4H2(g) H= (+216.4-41.2)kJ/mol=+175.2kJ/mol；

(2)①A.N2和H2的起始物料比为1：3，且按照1：3反应，则无论是否达到平衡状态，转化率都相等，N2和H2转化率相等不能用于判断是否达到平衡状态，A错误；

B.气体的总质量不变，由于该反应的正反应是气体体积减小的反应，恒压条件下，当反应体系密度保持不变时，说明体积不变，则达到平衡状态，B正确；

C. 保持不变，说明氢气、氨气的浓度不变，反应达到平衡状态，C正确；

D.达平衡时各物质的浓度保持不变，但不一定等于化学计量数之比， =2不能确定反应是否达到平衡状态，D错误；

故合理选项是BC；

②由于该反应的正反应是气体体积减小的反应，增大压强，平衡正向移动，平衡混合气体中氨气的百分含量增大，由图象可知P1<P2，该反应的正反应是放热反应，升高温度，平衡逆向移动，平衡常数减小，则反应平衡常数：B点＞D点；

③起始时投入氮气和氢气分别为1mol、3mol，反应的方程式为N2(g)+3H2(g)2NH3(g)，C点氨气的含量为50%，设转化N2物质的量为xmol，则 则，解得x=，则C点H2的转化率为，B点的压强、温度都比A点高，压强越大、温度越高，反应速率越大，所以v(A)<v(B)；

II. (3) 根据图示可知，阴极通入的-发生得电子的还原反应生成，则阴极反应式为：2+4H++2e-=+2H2O；反应过程中通过质子交换膜(ab)的H+为2mol时，吸收柱中生成的气体在标准状况下的体积为电解池的阳极水电离出的氢氧根离子放电生成氧气，发生反应为：2H2O-4e-=4H++O2↑，则电解池中总反应为：4+4H+2+2H2O+O2↑，即转移4mol电子时有4mol氢离子通过质子交换膜，则反应过程中通过质子交换膜(ab)的H+为2mol时，转移电子的物质的量为2mol，生成1mol，图示NO吸收柱中失去电子被氧化成，NO得到电子被还原成N2，根据得失电子守恒可知，吸收柱中生成N2的物质的量为：n(N2)==0.5mol，标况下0.5mol氮气的体积为：22.4L/mol×0.5mol=11.2L。