Question

硝酸是一種重要的化工原料，工業(yè)上生產硝酸的主要過程如下：

（1）以N₂和H₂為原料合成氨氣．反應N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H＜0
①下列措施可以提高H₂的轉化率是（填選項序號）

 

．
a．選擇適當的催化劑   b．增大壓強  c．及時分離生成的NH₃   d．升高溫度
②一定溫度下，在密閉容器中充入1molN₂和3molH₂發(fā)生反應．若容器容積恒定，達到平衡狀態(tài)時，容器內的壓強是原來的

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，則N₂的轉化率a₁=

 

；
若容器壓強恒定，達到平衡狀態(tài)時，N₂的轉化率為a₂，則a₂

 

a₁（填“＞”、“＜”或“=”）．
（2）以氨氣、空氣為主要原料制硝酸．
①NH₃被氧氣催化氧化生成NO的反應的化學方程式是

 

．
②在容積恒定的密閉容器中進行反應2NO（g）+O₂（g）?2NO₂（g）△H＞0
該反應的反應速率（v）隨時間（t）變化的關系如圖所示．若t₂、t₄時刻只改變一個條件，下列說法正確的是（填選項序號）

 

．
a．在t₁～t₂時，可依據容器內氣體的壓強保持不變判斷反應已達到平衡狀態(tài)
b．在t₂時，采取的措施一定是升高溫度
c．在t₃～t₄時，可依據容器內氣體的密度保持不變判斷反應已達到平衡狀態(tài)
d．在t₀～t₅時，容器內NO₂的體積分數在t₃時值的最大
③向容積相同、溫度分別為T₁和T₂的兩個密閉容器中分別充入等量NO₂發(fā)生反應：
2NO₂ （g）?N₂O₄（g）△H＜0．恒溫恒容下反應相同時間后，分別測定體系中NO₂的百分含量分別為a₁，a₂．已知T1＜T2，則a₁

 

a₂
A．大于      B．小于     C．等于      D．以上都有可能
（3）硝酸廠常用如下2種方法處理尾氣．
①催化還原法：催化劑存在時用H₂將NO₂還原為N₂．
已知：2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（g）△H=-483.5kJ/mol
N2（g）+2O₂（g）=2NO₂（g）△H=+133kJ/mol
則H₂還原NO₂生成水蒸氣反應的熱化學方程式是

 

．
②堿液吸收法：用Na₂CO₃溶液吸收NO₂生成CO₂．
若每9.2gNO₂和Na₂CO₃溶液反應時轉移電子數為0.1mol，則反應的離子方程式是

 

．

Answer 1

分析：（1）①提高H₂的轉化率，應使平衡向正反應移動，據此結合外界條件對平衡想影響分析解答；
②利用壓強之比等于物質的量之比計算平衡時反應混合物的總的物質的量，再利用差量法計算參加反應的氮氣的物質的量，利用定義計算N₂的轉化率；
正反應是氣體體積減小的反應，容器壓強恒定，相當于在恒容的條件下增大壓強，平衡向正反應進行，氮氣的轉化率增大；
（2）①氨氣被氧氣催化氧化生成一氧化氮與水，配平書寫方程式；
②a．該反應正反應是氣體物質的量減小的反應，恒溫恒容下條件下，壓強不變，說明到達平衡；
b．正反應是放熱反應，升高溫度平衡向逆反應移動；
c．恒容條件下，反應混合氣體的總質量不變，密度始終不變；
d．由圖可知，在t₂時，改變條件平衡向正反應移動，t₃時到達平衡，t₄時瞬間正反應速率不變，逆反應速率減小，平衡向正反應進行，應是NO₂降低的濃度；
③升高溫度平衡向逆反應進行，平衡時二氧化氮的含量增大，溫度越高反應速率越快，到達平衡的時間越短，據此作出二氧化氮含量與時間關系草圖，據此判斷．
（3）①根據蓋斯定律，由已知熱化學方程式乘以適當的系數進行加減，反應熱也乘以相應的系數并進行相應的運算；
②根據n=

m

M

計算NO₂的物質的量，反應中只有NO₂中N元素化合價發(fā)生變化，發(fā)生歧化反應，有生成NO₃^-，根據注意電子數計算生成NO₃^-的物質的量，再根據電子轉移守恒計算N元素在還原產物中的化合價，判斷還原產物，據此書寫．

解答：解：（1）①、a．選擇適當的催化劑，加快反應速率，不影響平衡移動，H₂的轉化率不變，故a錯誤；
b．增大壓強，平衡向正反應移動，H₂的轉化率增大，故b正確；
c．及時分離生成的NH₃，生成物濃度降低，平衡向正反應移動，H₂的轉化率增大，故c正確；
d．升高溫度，平衡向逆反應移動，H₂的轉化率降低，故d錯誤；
故答案為：bc；
②壓強之比等于物質的量之比，達到平衡狀態(tài)時，容器內的壓強是原來的

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，則減少的物質的量為（1+3）mol×(1-

15

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)=

1

4

mol，則：
N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）  物質的量減少△n
1                               2
n（N₂）                           

1

4

mol
故n（N₂）=

1× 1 4 mol

2

=

1

8

mol，所以氮氣的轉化率=

1 8 mol

1mol

×100%=12.5%，
正反應是氣體體積減小的反應，容器壓強恒定，相當于在恒容的條件下增大壓強，平衡向正反應進行，氮氣的轉化率增大，所以a₂＞a₁，
故答案為：12.5%；＞；
（2）①氨氣的催化氧化反應方程式為：4NH₃+5O₂

催化劑

△

4NO+6H₂O，故答案為：4NH₃+5O₂

催化劑

△

4NO+6H₂O；
 ②a．該反應正反應是氣體物質的量減小的反應，恒溫恒容下條件下，壓強不變，說明到達平衡，故a正確；
b．正反應是放熱反應，升高溫度平衡向逆反應移動，在t₂時，正、逆速率都增大，且正反應速率增大更多，平衡向正反應移動，該反應正反應是氣體體積減小的反應，增大壓強平衡向正反應進行，故t₂時為增大壓強，故b錯誤；
c．恒容條件下，反應混合氣體的總質量不變，密度始終不變，所以不能說明反應達到平衡狀態(tài)，故c錯誤；
d．由圖可知，在t₂時，改變條件平衡向正反應移動，t₃時到達平衡，t₄時瞬間正反應速率不變，逆反應速率減小，平衡向正反應進行，應是NO₂降低的濃度，故容器內NO₂的體積分數在t₃時值的最大，故d正確；
故選ad；
 ③升高溫度平衡向逆反應進行，平衡時二氧化氮的含量增大，溫度越高反應速率越快，到達平衡的時間越短，據此作出二氧化氮含量與時間關系草圖為，由圖可知，t₁時刻a₁=a₂，t₁時刻之前a₁＞a₂，t₁時刻之后a₁＜a₂，故答案為：D；
（3）①已知：Ⅰ、2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（g）△H=-483.5kJ/mol
Ⅱ、N₂（g）+2O₂（g）=2NO₂（g）△H=+133kJ/mol
由蓋斯定律可知，Ⅰ×2-Ⅱ得4H₂（g）+2NO₂（g）=N₂（g）+4H₂O（g），
故△H=2×（-483.5kJ/mol）-133kJ/mol=-1100kJ/mol，
故熱化學方程式為：4H₂（g）+2NO₂（g）=N₂（g）+4H₂O（g）△H=-1100kJ/mol，
故答案為：4H₂（g）+2NO₂（g）=N₂（g）+4H₂O（g）△H=-1100kJ/mol；
②9.2gNO₂的物質的量=

9.2

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mol=0.2mol，反應中只有NO₂中N元素化合價發(fā)生變化，發(fā)生歧化反應，有生成NO₃^-，
0.2mol二氧化氮轉移電子的物質的量是0.1mol，故生成的NO₃^-的物質的量為

0.1mol

(5-4)

=0.1mol，故被還原的氮原子物質的量為0.2mol-0.1mol=0.1mol，令N元素在還原產物中的化合價為x價，則0.1mol×（4-x）=0.1mol，解得x=+3，故還原產物為NO₂^-，且生成的NO₃^-和NO₂^-物質的量之比為1：1，同時反應生成CO₂，故二氧化氮和碳酸鈉溶液反應的離子反應方程式為：2NO₂+CO₃^2-=NO₃^-+NO₂^-+CO₂，故答案為：2NO₂+CO₃^2-=NO₃^-+NO₂^-+CO₂．

點評：本題考查化學平衡的有關計算、化學平衡的影響因素與平衡圖象、熱化學方程式書寫、氧化還原反應等，題目綜合性較大，難度較大，注意（2）中③利用含量-時間草圖進行理解，討論是否到達平衡，根據各情況判斷．