Question

【题目】硝酸是一种重要的化工原料，工业上生产硝酸的主要过程中：（1）反应N2（g）+3H2（g）2NH3（g）△H<0 ；恒温时，将N2和H2的混合气体充入2L密闭容器中，10分钟后反应达到平衡下列图像能正确表示该过程中相关量的变化的是__________。（选填字母）。

(2)一定温度下，在密闭容器中充入1molN2和3molH2发生反应。若容器容积恒定，达到平衡状态时，气体的总物质的量是原来的7/10，则N2的转化率a1=________；

若向该容器中再加入1molN2和3molH2，达到平衡状态时，N2的转化率为a2，则a2________a1（填“>”、“<”或“=”）。

（3）2NO（g）+O2（g）2NO2(g)。在其他条件相同时，分别测得NO的平衡转化率在不同压强（P1、P2）下温度变化的曲线（如图）。

①比较P1、P2的大小关系：P1____P2（填“>”、“<”或“=”）。

②随温度升高，该反应平衡常数变化的趋势是__________。

（4）硝酸厂常用如下2种方法处理尾气。

①催化还原法：催化剂存在时用H2将NO2还原为N2。

已知：2H2（g）+O2（g）=2H2O（g）△H=-483.6kJ/mol

N2（g）+2O2（g）=2NO2（g）△H=+67.7kJ/mol

则H2还原NO2生成水蒸气反应的热化学方程式是________________________________。

②碱液吸收法：用Na2CO3溶液吸收NO2生成CO2。若每4.6gNO2和Na2CO3溶液反应时转移电子数为0.05mol，则反应的离子方程式是___________________________________________。

Answer 1

【答案】 ab 60% > < 减小（变小等） 4H2(g)+2NO2(g)=N2(g)+4H2O(g)△H= -1034.9kJ/mol 2NO2+CO32-=NO3+NO2+CO2

【解析】(1)N2与H2生成NH3为放热反应，一段时间后，反应达到平衡，a正确；因质量守恒、体积固定，所以反应过程中气体的密度自始自终保持不变，b正确；因质量守恒、反应后气体的物质的量减小，所以从开始至平衡，混合气体的平均相对分子质量增大至不变，但起始时混合气体的平均相对分子质量不为0，c错误；故选ab；

(2)一定温度下，在1L密闭容器中充入1molN2和3molH2并发生反应．若容器容积恒定，10min达到平衡时，气体的总物质的量为原来的十分之七；设反应的氮气物质的量为x；
N2 + 3H2 2NH3
起始量(mol) 1 3 0
变化量(mol) x 3x 2x
平衡量(mol) 1-x3-3x 2x
(1-x)+(3-3x)+2x=(1+3)×， x=0.6mol，则N2的转化率a1(N2)= =60%；

若向该容器中再加入1molN2和3molH2，相当于将容器的体积缩小一半，此时平衡正向移动，反应的转化增大，即a2>a1；

(3)①已知2NO(g)+O2(g)2N02(g)是正方向体积减小的反应，增大压强平衡正移，则NO的转化率会增大，由图可知p2时NO的转化率大，则p2时压强大，即p1＜p2；

②由图象2可知，随着温度的升高，NO的转化率减小，说明升高温度平衡逆移，则该反应正方向是放热反应，所以升高温度平衡常数K减小；

(4)①已知：Ⅰ、2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)△H=-483.6kJ/mol；Ⅱ、N2(g)+2O2(g)=2NO2(g)△H=+67.7kJ/mol，由盖斯定律可知，Ⅰ×2-Ⅱ得4H2(g)+2NO2(g)=N2(g)+4H2O(g)，故△H=2×(-483.6kJ/mol)-67.7kJ/mol=-1034.9kJ/mol，故热化学方程式为：4H2(g)+2NO2(g)=N2(g)+4H2O(g)△H=-1034.9kJ/mol；
②4.6gNO2的物质的量=mol=0.1mol，反应中只有NO2中N元素化合价发生变化，发生歧化反应，有生成NO3-，0.1mol二氧化氮转移电子的物质的量是0.05mol，故生成的NO3-的物质的量为=0.05mol，故被还原的氮原子物质的量为0.1mol-0.05mol=0.05mol，令N元素在还原产物中的化合价为x价，则0.05mol×(4-x)=0.05mol，解得x=+3，故还原产物为NO2-，且生成的NO3-和NO2-物质的量之比为1：1，同时反应生成CO2，故二氧化氮和碳酸钠溶液反应的离子反应方程式为：2NO2+CO32-=NO3-+NO2-+CO2。