Question

10．“霾”是當今世界環(huán)境熱點話題．目前各地空氣質量惡化原因之一是機動車尾氣和燃煤產(chǎn)生的煙氣．NO和CO氣體均為汽車尾氣的成分，這兩種氣體在催化轉換器中發(fā)生如下反應：
2NO（g）+2CO（g）$\stackrel{催化劑}{?}$2CO₂（g）+N₂（g）△H=-akJ•mol^-1（a＞0）
（1）在一定溫度下，將2.0molNO、2.4mol CO氣體通入固定容積為2L的密閉容器中，反應過程中部分物質的濃度變化如圖1所示：

①0〜15min NO的轉化率為40%．
②20min時，若改變反應條件，導致CO濃度減小，則改變的條件可能是cd（選填序號）．
a．縮小容器體積    b．增加CO的量        c．降低溫度       d．擴大容器體積
③若保持反應體系的溫度不變，20min時再向容器中充入NO、N₂各0.4mol，化學平衡將向左（選填“向左”，“向右”或“不”）移動，重新達到平衡后，該反應的化學平衡數(shù)為$\frac{5}{36}$L/mol．
（2）己知：2NO（g）+O₂（g）=2NO₂（g）△H=-bkJ•mol^-1（b＞0）CO的燃燒熱△H=-ckJ•mol^-1（c＞0）則在消除汽車尾氣中NO₂的污染時，NO₂與CO發(fā)生反應的熱化學反應方程式4CO（g）+2NO₂（g）?N₂（g）+4CO₂（g）△H=（-a+b-2c） kJ•mol^-1．
（3）工業(yè)廢氣中含有的NO₂還可用電解法消除．制備方法之一是先將NO₂轉化為N₂O₄，然后采用電解法制備N₂O₅，裝置如圖2所示．Pt乙為陰極，電解池中生成N₂O₅的電極反應式是N₂O₄+2HNO₃-2e^-═2N₂O₅+2H⁺．

Answer 1

分析 （1）①根據(jù)v=$\frac{△c}{△t}$計算v（N₂）；利用濃度變化量之比等于化學計量數(shù)之比計算NO濃度變化量，再根據(jù)n=cV計算參加反應NO的物質的量，進而計算NO的轉化率；
②a．縮小容器體積，壓強增大，平衡向正反應方向移動，移動結果不能消除CO濃度增大；
b．增加CO的量，CO的濃度增大；
c．降低溫度，平衡向正反應方向移動；
d．擴大容器體積，壓強減小，平衡向逆反應方向移動，平衡時CO濃度減小；
③溫度不變，平衡常數(shù)不變，利用三段式計算平衡時各組分的濃度，代入平衡常數(shù)K=$\frac{{c}^{2}（C{O}_{2}）c（{N}_{2}）}{{c}^{2}（NO）{c}^{2}（CO）}$，再計算此時濃度商Qc，與平衡常數(shù)相比，判斷反應進行方向；
（2）根據(jù)CO的燃燒熱書寫CO燃燒的熱化學方程式，根據(jù)蓋斯定律，由已知熱化學方程式乘以合適的系數(shù)進行加減構造目標熱化學方程式，反應熱也進行相應的計算；
（3）由圖可知，乙電極上有四氧化二氮生成，發(fā)生還原反應，則乙為陰極，故甲為陽極，N₂O₄在陽極失去電子，在硝酸條件下生成N₂O₅，根據(jù)電荷守恒可知，還有氫離子生成．

解答 解：（1）①由圖可知，15min N₂的濃度變化量為0.2mol/L，濃度變化量之比等于化學計量數(shù)之比，則NO濃度變化量為2×0.2mol/L=0.4mol/L，故參加反應的NO為2L×0.4mol/L=0.8mol，故NO的轉化率為$\frac{0.8mol}{2mol}$×100%=40%，
故答案為：40%；
②a．縮小容器體積，壓強增大，平衡向正反應方向移動，移動結果不能消除CO濃度增大，平衡時CO濃度增大，故a錯誤；
b．增加CO的量，平衡雖然向正反應方向移動，但CO的轉化率減小，到平衡時CO的濃度增大，故b錯誤；
c．降低溫度，平衡向正反應方向移動，到達新平衡時CO的濃度減小，故c正確；
d．擴大容器體積，壓強減小，平衡向逆反應方向移動，但CO的物質的量增大程度小于體積增大程度，所以CO濃度減小，
故選cd，
故答案為：cd；
③平衡時氮氣濃度變化量為0.2mol/L，NO的起始濃度為$\frac{2mol}{2L}$=1mol/L、CO的起始濃度為$\frac{2.4mol}{2L}$=1.2mol/L，則：
                        2NO（g）+2CO（g）?2CO₂（g）+N₂（g）
開始（mol/L）：1                1.2                 0             0
轉化（mol/L）：0.4            0.4               0.4            0.2
平衡（mol/L）：0.6           0.8               0.4              0.2
故平衡常數(shù)K=$\frac{{c}^{2}（C{O}_{2}）c（{N}_{2}）}{{c}^{2}（NO）{c}^{2}（CO）}$=$\frac{0．{4}^{2}×0.2}{0．{6}^{2}×0．{8}^{2}}$L/mol=$\frac{5}{36}$L/mol，
20min時再向容器中充入NO、N₂各0.4mol，此時濃度商Qc=$\frac{0．{4}^{2}×（0.2+\frac{0.4}{2}）}{（0.6+\frac{0.4}{2}）^{2}×0．{8}^{2}}$=$\frac{5}{32}$＞K=$\frac{5}{36}$，故反應向逆反應進行，即向左移動，
溫度不變，平衡常數(shù)不變，即重新達到平衡后，該反應的化學平衡常數(shù)為$\frac{5}{36}$L/mol，
故答案為：向左；$\frac{5}{36}$L/mol；
（2）①2CO（g）+2NO（g）?N₂（g）+2CO₂（g）△H=-a kJ•mol^-1
②2NO（g）+O₂（g）=2NO₂（g）△H=-b kJ•mol^-1；
③CO（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=CO₂（g）△H=-c kJ•mol^-1
根據(jù)蓋斯定律，①-②+2×③得：4CO（g）+2NO₂（g）?N₂（g）+4CO₂（g）△H=（-a+b-2c ）kJ•mol^-1，
故答案為：4CO（g）+2NO₂（g）?N₂（g）+4CO₂（g）△H=（-a+b-2c ）kJ•mol^-1；
（3）由圖可知，乙電極上有四氧化二氮生成，發(fā)生還原反應，則乙為陰極，故甲為陽極，N₂O₄在陽極失去電子，在硝酸條件下生成N₂O₅，根據(jù)電荷守恒可知，還有氫離子生成，電解池中生成N₂O₅的電極反應式是：N₂O₄+2HNO₃-2e-=2N₂O₅+2H⁺，
故答案為：陰；N₂O₄+2HNO₃-2e-=2N₂O₅+2H⁺．

點評 本題考查化學平衡有關計算、化學平衡移動、化學反應速率計算、平衡常數(shù)計算及應用、熱化學方程式書寫、電解原理及電極反應式書寫等，屬于拼合型題目，化學平衡常數(shù)的有關計算是高考熱點，理解掌握化學平衡常數(shù)與濃度商的關系確定反應方向，（1）中②為易錯點，學生容易根據(jù)平衡移動判斷濃度變化，注意對平衡移動原理的理解：“減弱改變”而不是“消除改變”，也可以借助平衡常數(shù)理解，題目難度中等．