Question

【題目】環(huán)境監(jiān)測顯示，某地市的主要?dú)怏w污染物為SO2，NOx，CO等，其主要來源為燃煤、機(jī)動車尾氣。進(jìn)行如下研究：

（1）為減少燃煤對SO2的排放，可將煤轉(zhuǎn)化為清潔燃料水煤氣（CO和H2）。

已知：H2（g）+1/2O2（g）=H2O（g）△H=-241.8kJ/mol

C（s）+1/2O2（g）=CO（g）△H=-110.5kJ/mol

寫出焦炭與水蒸氣反應(yīng)的熱化學(xué)方程式______；

（2）汽車尾氣中NO是在發(fā)動機(jī)氣缸中生成的，反成為：N 2(g)+O 2(g) 2NO(g) △H＞0

①將含0.8 mol N2和0.2molO2（近似空氣組成）的混合氣體充入某密閉容器中，保持1300℃反應(yīng)達(dá)到平衡，測得生成8×10-4molNO 。計算該溫度下此反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù)K=_______（填近似計算結(jié)果）。

②汽車啟動后，汽缸內(nèi)溫度越高，單位時問內(nèi)NO排放最越大，原因是______________。

(3)利用如圖所示裝置（電極均為惰性電極）可吸收SO2，并利用陰極排出的溶液吸收NO2。

①電極A的電極反應(yīng)式為________________；電極B的電極反應(yīng)式為_____________。

②堿性條件下，用陰極排出的溶液吸收NO2，使其轉(zhuǎn)化為無害氣體，同時生成SO32-。該反應(yīng)的離子方程式為_______________。

Answer 1

【答案】 C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g) △H=+131.3 kJ.mol-l 4×10-6 溫度升高，反應(yīng)速率加快且平衡正向移動 SO2+2H2O-2e-=SO42-+4H+ 2HSO3-+2H++2e- =S2O42-+2H2O 4S2O42-+2NO2+8OH- =8SO32-+ N2+4H2O

【解析】(1)①已知：ⅠH2(g)+O2(g)=H2O(g)△H=-241.8KJ/mol，ⅡC(s)+O2(g)=CO(g)△H=-110.5KJ/mol，利用蓋斯定律計算反應(yīng)熱，將Ⅱ-Ⅰ可得C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g)H=+131.3KJ/mol；

(2)①已知?dú)飧字猩�成NO的反應(yīng)為：N2(g)+O2(g)2NO(g)△H＞0．若氣缸中進(jìn)入1mol空氣(1mol空氣含有0.8molN2和0.2molO2)，1300℃時在密閉容器內(nèi)反應(yīng)達(dá)到平衡．測得NO為8×10-4mol，反應(yīng)前后氣體物質(zhì)的量相同，計算平衡常數(shù)時可以用物質(zhì)的量代替平衡濃度計算，先計算物質(zhì)的平衡量，N2為0.8mol-4×10-4 mol，O2為0.2mol-4×10-4 mol，帶入平衡常數(shù)表達(dá)式即可，書寫計算得K==4×10-6；
②氣缸溫度越高，單位時間內(nèi)NO排放量越大，原因是溫度升高，反應(yīng)速率加快，平衡右移；

(3)①依據(jù)圖示可知，陽極A電極上SO2發(fā)生氧化反應(yīng)，電極反應(yīng)式為SO2+2H2O-2e-=SO42-+4H+；陰極B電極上HSO3-得電子生成S2O42-，陰極區(qū)發(fā)生反應(yīng)2HSO3-+2H++2e-=S2O42-+2H2O；

②陰極排出的溶液為S2O42-，二氧化氮與其發(fā)生反應(yīng)，S2O42-中硫元素由+3價，變?yōu)榱蛩岣�中硫元素�?4價，S2O42-被氧化是還原劑；二氧化氮中的氮元素化合價為+4價變?yōu)榈獨(dú)?價，二氧化氮被還原為氧化劑，依據(jù)原子守恒和得失電子守恒可得，發(fā)生的離子方程式為4S2O42-+2NO2+8OH-═8SO42-+N2+4H2O。