Question

16．目前“低碳減排”備受關(guān)注，CO₂的產(chǎn)生及有效開發(fā)利用成為科學(xué)家研究的重要課題．
（1）汽車尾氣凈化的主要原理為2NO（g）+2CO（g）?2CO₂（g）+N₂（g）．在密閉容器中發(fā)生該反應(yīng)時，c（CO₂）隨溫度（T）、催化劑表面積（S）和時間（I）的變化曲線如圖所示．據(jù)此判斷：
①該反應(yīng)的△H＜0（填“＞”或“＜”）．
②在T₂溫度下，0-2s內(nèi)的平均反應(yīng)速率v（N₂）=0.025mol/（L•s）．
③若該反應(yīng)在絕熱、恒容的密閉體系中進行，下列示意圖正確且能說明反應(yīng)在進行到t₁時刻達到平衡狀態(tài)的是bd（填代號）．

（2）直接排放煤燃燒產(chǎn)生的煙氣會引起嚴(yán)重的環(huán)境問題．
①煤燃燒產(chǎn)生的煙氣含氮的氧化物，用CH₄催化還原NO_x可以消除氮氧化物的污染．
例如：CH₄（g）+2NO₂（g）═N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-867kJ•mol^-1
2NO₂（g）═N₂O₄（g）△H=-56.9kJ•mol^-1
寫出CH₄（g）催化還原N₂O₄（g）的熱化學(xué)方程式：CH₄（g）+N₂O₄（g）=N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g），△H=-810.1kJ/mol．
②將燃煤產(chǎn)生的二氧化碳回收利用，可達到低碳排放的目的．如圖是通過人工光合作用，以CO₂（g）和H₂O（g）為原料制備HCOOH和O₂的原理示意圖．催化劑b表面發(fā)生的電極反應(yīng)為2CO₂+4H⁺+4e^-=2HCOOH．

③常溫下0.1mol•L^-1的HCOONa溶液pH為10，則HCOOH的電離常數(shù)K_a=10^-7mol•L^-1（填寫最終計算結(jié)果）．

Answer 1

分析 （1）①根據(jù)到達平衡的時間判斷溫度高低，根據(jù)平衡時二氧化碳的濃度判斷溫度對平衡的影響，進而判斷△H；
②由圖可知，T₂溫度平衡時，二氧化碳的濃度變化量為0.1mol/L，根據(jù)v=$\frac{△c}{△t}$計算v（CO₂），再根據(jù)速率之比等于化學(xué)計量數(shù)之比計算v（N₂）；
③A．到達平衡后正、逆速率相等，不再變化；
B．到達平衡后，溫度為定值，平衡常數(shù)不變，結(jié)合反應(yīng)熱判斷隨反應(yīng)進行容器內(nèi)溫度變化，判斷溫度對化學(xué)平衡常數(shù)的影響；
C．t₁時刻后二氧化碳、NO的物質(zhì)的量發(fā)生變化，最后不再變化；
D．到達平衡后各組分的含量不發(fā)生變化；
（2）①根據(jù)蓋斯定律，由已知熱化學(xué)方程式乘以適當(dāng)?shù)南禂?shù)進行加減構(gòu)造目標(biāo)熱化學(xué)方程式；
②由圖可知，左室投入水，生成氧氣與氫離子，電極a表面發(fā)生氧化反應(yīng)，為負(fù)極，右室通入二氧化碳，酸性條件下生成HCOOH，電極b表面發(fā)生還原反應(yīng)，為正極；
③計算水解平衡常數(shù)Kh，再根據(jù)Ka=$\frac{{K}_{w}}{{K}_{h}}$計算．

解答 解：（1）①由圖1可知，溫度T₁先到達平衡，故溫度T₁＞T₂，溫度越高平衡時，二氧化碳的濃度越低，說明升高溫度平衡向逆反應(yīng)移動，故正反應(yīng)為放熱反應(yīng)，即△H＜0，
故答案為：＜；
②由圖可知，T₂溫度時2s到達平衡，平衡時二氧化碳的濃度變化量為0.2mol/L，故v（CO₂）=$\frac{0.1mol/L}{2s}$=0.05mol/（L•s），速率之比等于化學(xué)計量數(shù)之比，故v（N₂）=$\frac{1}{2}$v（CO₂）=$\frac{1}{2}$×0.05mol/（L•s）=0.025mol/（L•s），
故答案為：0.025mol/（L•s）；
③a．到達平衡后正、逆速率相等，不再變化，t₁時刻V_正最大，之后隨反應(yīng)進行速率發(fā)生變化，未到達平衡，故a錯誤；
b．該反應(yīng)正反應(yīng)為放熱反應(yīng)，隨反應(yīng)進行溫度升高，化學(xué)平衡常數(shù)減小，到達平衡后，溫度為定值，達最高，平衡常數(shù)不變，為最小，圖象與實際符合，故b正確，
c．t₁時刻后二氧化碳、NO的物質(zhì)的量發(fā)生變化，t₁時刻未到達平衡狀態(tài)，故c錯誤；
d．NO的質(zhì)量分?jǐn)?shù)為定值，t₁時刻處于平衡狀態(tài)，故d正確；
故答案為：bd；
（2）①已知：Ⅰ、CH₄（g）+2NO₂（g）═N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H₁=-867kJ/mol
Ⅱ、2NO₂（g）?N₂O₄（g）△H₂=-56.9kJ/mol
根據(jù)蓋斯定律，Ⅰ-Ⅱ得CH₄（g）+N₂O₄（g）=N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g），故△H=-867kJ/mol-（-56.9kJ/mol）=-810.1kJ/mol，
即CH₄（g）+N₂O₄（g）=N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g），△H=-810.1kJ/mol，
故答案為：CH₄（g）+N₂O₄（g）=N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g），△H=-810.1kJ/mol；
②由圖可知，左室投入水，生成氧氣與氫離子，電極a表面發(fā)生氧化反應(yīng)，為負(fù)極，電極反應(yīng)式為2H₂O-4e^-═O₂↑+4H⁺，右室通入二氧化碳，酸性條件下生成HCOOH，電極b表面發(fā)生還原反應(yīng)，為正極，電極反應(yīng)式為2CO₂+4e^-+4H⁺═2HCOOH，
故答案為：2CO₂+4H⁺+4e^-=2HCOOH；
③常溫下，0.1mol/L的HCOONa溶液pH為10，溶液中存在HCOO-水解HCOO^-+H₂O?HCOOH+OH^-，故K_h=$\frac{1{0}^{-4}×1{0}^{-4}}{0.1-1{0}^{-4}}$=10^-7，則HCOOH的電離常數(shù)Ka=$\frac{{K}_{w}}{{K}_{h}}$=$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-7}}$=10^-7，
故答案為：10^-7．

點評 本題考查化學(xué)平衡圖象、化學(xué)反應(yīng)速率、影響化學(xué)平衡的因素、熱化學(xué)方程式書寫、原電池、電離平衡常數(shù)與水解平衡常數(shù)等，為高頻考點，題目綜合性較大，難度中等，是對知識的綜合利用、注意基礎(chǔ)知識的理解掌握，題目有助于培養(yǎng)學(xué)生的分析、計算能力．