Question

2．氮氧化合物是目前造成大氣污染的主要氣體．NO在空氣中存在如下反應：2NO（g）+O₂（g）?2NO₂（g）△H

（1）上述反應分兩步完成，其中第一步反應①如下，寫出第二步反應②的熱化學方程式（其反應的焓變△H₂用含△H、△H₁的式子來表示）：
①2NO（g）?N₂O₂（g）△H₁＜0        ②N₂O₂（g）+O₂（g）=2NO₂（g）△H₂=△H-△H₁
（2）在某溫度下的一密閉容器中充入一定量的NO₂，測得NO₂的濃度隨時間的變化曲線如下圖所示，前5秒內(nèi)的O₂的平均生成速率為0.001mol•L^-1•s^-1，該條件下反應：2NO+O₂?2NO₂的化學平衡常數(shù)數(shù)值為100，平衡后某時刻，升高反應體系的溫度，建立新平衡狀態(tài)后，測的混合氣體的平均相對分子質量小于原平衡狀態(tài)，則：2NO（g）+O₂（g）?2NO₂（g）△H＜0（填“＜”或“＞”）；
（3）2NO（g）+O₂（g）?2NO₂（g）的兩步反應中，反應①的反應速率數(shù)值較大，是一個快反應，會快速建立平衡狀態(tài)，而反應②是一個慢反應，則決定反應2NO（g）+O₂（g）?2NO₂（g）反應速率的是反應②（填”①或“②”）．對（2）中反應體系升高溫度的過程中，發(fā)現(xiàn)2NO（g）+O₂（g）?2NO₂（g）的反應速率變慢，結合該反應的兩步反應過程分析可能的原因決定總反應速率是反應②，溫度升高后反應①平衡向右移動，造成N₂O₂濃度減小，溫度升高對于反應②的影響弱于N₂O₂濃度減小的影響，N₂O₂濃度減小導致反應②速率變慢（反應未使用催化劑）．
（4）若（2）中反應體系，反應開始時使用催化劑，請在（2）的圖中畫出該反應體系反應進程可能的曲線．
（5）電解法處理氮氧化合物是目前大氣污染治理的一個新思路，原理是將NO_x在電解池中分解成無污染的N₂和O₂除去，如圖2所示，兩電極間是固體氧化物電解質，在一定條件下可自由傳導O²-，電解池陰極反應為2NO_x+4xe^-=N₂+2xO^2-．

Answer 1

分析 （1）第二步反應②為：N₂O₂（g）+O₂（g）?2NO₂，根據(jù)蓋斯定律①+②可得：2NO（g）+O₂（g）?2NO₂（g），總的熱化學方程式-①可得②；
（2）根據(jù)=$\frac{△c}{△t}$計算v（NO₂），再根據(jù)速率之比等于化學計量數(shù)之比計算v（O₂）；
平衡時c（NO₂）=0.02mol/L，則△c（O₂）=$\frac{1}{2}$×（0.04-0.02）mol/L=0.01mol/L，△c（NO）=△c（NO₂）=（0.04-0.02）mol/L=0.02mol/L，代入平衡常數(shù)K=$\frac{{c}^{2}（N{O}_{2}）}{{c}^{2}（NO）c（{O}_{2}）}$計算；
平衡后某時刻，升高反應體系的溫度，建立新平衡狀態(tài)后，測的混合氣體的平均相對分子質量小于原平衡狀態(tài)，而混合氣體總質量不變，則總的物質的量增大，說明升高溫度平衡向逆反應方向移動，則正反應為放熱反應；
（3）慢反應決定整個過程的反應速率；決定總反應速率是反應②，溫度升高后反應①平衡向右移動，造成N₂O₂濃度減小，溫度升高對于反應②的影響弱于N₂O₂濃度減小的影響，N₂O₂濃度減小導致反應②速率變慢；
（4）若（2）中反應體系，反應開始時使用催化劑，反應速率加快，縮短到達平衡的時間，不影響平衡移動，平衡時二氧化氮的濃度不變；
（5）電解法處理氮氧化合物原理是將NO_x在電解池中分解成無污染的N₂和O₂除去，兩電極間是固體氧化物電解質，在一定條件下可自由傳導O^2-，陰極發(fā)生還原反應，陰極上是NO_x獲得電子生成N₂與O^2-．

解答 解：（1）第二步反應②為：N₂O₂（g）+O₂（g）?2NO₂，根據(jù)蓋斯定律①+②可得：2NO（g）+O₂（g）?2NO₂（g），總的熱化學方程式-①可得②，則反應②的熱化學方程式為：N₂O₂（g）+O₂（g）=2NO₂（g）△H₂=△H-△H₁ ，
故答案為：N₂O₂（g）+O₂（g）=2NO₂（g）△H₂=△H-△H₁ ；
（2）前5min內(nèi)v（NO₂）=$\frac{0.04mol/L-0.03mol/L}{5min}$=0.002mol/（L．min），速率之比等于化學計量數(shù)之比，v（O₂）=$\frac{1}{2}$v（NO₂）=0.001mol/（L．min）；
平衡時c（NO₂）=0.02mol/L，則△c（O₂）=$\frac{1}{2}$×（0.04-0.02）mol/L=0.01mol/L，△c（NO）=△c（NO₂）=（0.04-0.02）mol/L=0.02mol/L，平衡常數(shù)K=$\frac{{c}^{2}（N{O}_{2}）}{{c}^{2}（NO）c（{O}_{2}）}$=$\frac{0.0{2}^{2}}{0.0{2}^{2}×0.01}$=100，
平衡后某時刻，升高反應體系的溫度，建立新平衡狀態(tài)后，測的混合氣體的平均相對分子質量小于原平衡狀態(tài)，而混合氣體總質量不變，則總的物質的量增大，說明升高溫度平衡向逆反應方向移動，則正反應為放熱反應，即△H＜0，
故答案為：0.001；100；＜；
（3）慢反應決定整個過程的反應速率，決定總反應速率是反應②，溫度升高后反應①平衡向右移動，造成N₂O₂濃度減小，溫度升高對于反應②的影響弱于N₂O₂濃度減小的影響，N₂O₂濃度減小導致反應②速率變慢，
故答案為：②；決定總反應速率是反應②，溫度升高后反應①平衡向右移動，造成N₂O₂濃度減小，溫度升高對于反應②的影響弱于N₂O₂濃度減小的影響，N₂O₂濃度減小導致反應②速率變慢；
（4）若（2）中反應體系，反應開始時使用催化劑，反應速率加快，縮短到達平衡的時間，不影響平衡移動，平衡時二氧化氮的濃度不變，在圖中畫出該反應體系反應進程可能的曲線為：，
故答案為：；
（5）電解法處理氮氧化合物原理是將NO_x在電解池中分解成無污染的N₂和O₂除去，兩電極間是固體氧化物電解質，在一定條件下可自由傳導O^2-，陰極發(fā)生還原反應，陰極上是NO_x獲得電子生成N₂與O^2-，電極反應式為：2NO_x+4xe^-=N₂+2xO^2-，
故答案為：2NO_x+4xe^-=N₂+2xO^2-．

點評 本題考查化學平衡計算與影響因素、反應速率計算、蓋斯定律應用、電解原理等，難度中等，注意對基礎知識理解掌握．