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5.研究氨氧化物與懸浮在大氣中海鹽粒子的相互作用時,涉及如下反應:
2NO2(g)+NaCl(s)═NaNO3(s)+ClNO(g) K1△H1<0(Ⅰ)
2NO(g)+Cl2(g)═2ClNO(g) K2△H2<0(Ⅱ)
為研究不同條件對反應(Ⅱ)的影響,在恒溫條件下,向2L恒容密閉容器中加入0.2mol NO和0.1mol Cl2,10min時反應(Ⅱ)達到平衡.測得10min內v(ClNO)=7.5×10-3 mol•L-1•min-1,則平衡后n(Cl2)=0.025mol,NO的轉化率α1=75%.其他條件保持不變,反應(Ⅱ)在恒壓條件下進行,平衡時NO的轉化率α2>α1(填“>”“<”或“=”),平衡常數(shù)K2不變(填“增大”“減小”或“不變”).若要使K2減小,可采取的措施是升高溫度.

分析 依據平衡三段式列式計算,依據反應速率概念計算V=$\frac{△c}{△t}$、轉化率概念的計算,轉化率=$\frac{消耗量}{起始量}$×100%,反應(Ⅱ)在恒壓條件下進行,隨反應進行,氣體體積減小,為保持恒壓所以容器體積減小,壓強比恒容容器大,平衡正向進行,平衡時NO的轉化率α2 增大;平衡常數(shù)隨溫度變化,不隨濃度、壓強變化,若要使K2減小,平衡逆向進行,反應是放熱反應,依據平衡移動原理應升高溫度,平衡逆向進行,平衡常數(shù)隨溫度變化;

解答 解:在恒溫條件下,向2L恒容密閉容器中加入0.2mol NO和0.1mol Cl2,10min時反應(Ⅱ)達到平衡,測得10min內v(ClNO)=7.5×10-3mol•L-1•min-1,物質的量為7.5×10-3mol•L-1•min-1×10min×2L=0.15mol,
             2NO(g)+Cl2(g)?2ClNO(g),
起始量(mol) 0.2      0.1        0
變化量(mol) 0.15     0.075    0.15
平衡量(mol) 0.05     0.025    0.15
則平衡后n(Cl2)=0.025mol,
NO的轉化率α1=$\frac{0.15mol}{0.2mol}$×100%=75%;
其他條件保持不變,反應(Ⅱ)在恒壓條件下進行,隨反應進行,氣體體積減小,為保持恒壓所以容器體積減小,壓強比恒容容器大,平衡正向進行,平衡時NO的轉化率α2 增大;平衡常數(shù)隨溫度變化,不隨濃度、壓強變化,若要使K2減小,平衡逆向進行,反應是放熱反應,依據平衡移動原理應升高溫度,平衡逆向進行;
故答案為:0.025;75%;>;不變;升高溫度.

點評 本題考查了化學平衡常數(shù)的計算,影響化學平衡的因素分析應用判斷,掌握基礎是關鍵,題目難度中等.

練習冊系列答案
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科目:高中化學 來源: 題型:選擇題

11.設NA為阿伏加德羅常數(shù),下列說法不正確的是( 。
A.標準狀況下22.4L的四氯化碳,含有四氯化碳分子數(shù)為NA
B.23g金屬鈉變?yōu)殁c離子時失去的電子數(shù)為NA
C.2.0g重水(D2O)中含有的中子數(shù)為NA
D.常溫常壓下,48gO3和O2混合氣體中含有的氧原子數(shù)為3NA

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12.48g RO${\;}_{4}^{2-}$中,核外電子總數(shù)比質子總數(shù)多6.02×1023個,則R的摩爾質量為32g/mol.

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9.在反應MnO2+4HCl(濃)═MnCl2+Cl2↑+H2O中,鹽酸表現(xiàn)出的性質為酸性和還原性,若有29.2gHCl被氧化,則生成Cl2的質量為28.4g.

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16.下列有關硫化氫氣體敘述正確的是( 。
A.無色無味氣體B.可用向下排空氣法收集
C.不能用排水法收集D.無毒無害

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10.信息時代產生的大量電子垃圾對環(huán)境造成了極大的威脅.某“變廢為寶”學生探究小組將一批廢棄的線路板簡單處理后,得到含70%Cu、25%Al、4%Fe及少量Au、Pt等金屬的混合物,并設計出如下制備硫酸銅晶體的路線:

回答下列問題:
(1)第①步Cu與酸反應的離子方程式為Cu+4H++2NO3-$\frac{\underline{\;\;△\;\;}}{\;}$Cu2++2NO2↑+2H2O;得到濾渣1的主要成分為Au、Pt.
(2)第②步加入H2O2的作用是將Fe2+氧化為Fe3+,使用H2O2的優(yōu)點是不引入雜質,產物對環(huán)境無污染;調節(jié)pH的目的是使Fe3+、Al3+生成沉淀生成沉淀.
(3)由濾渣2制取Al2(SO43•18H2O,探究小組設計了三種方案:

上述三種方案中,甲方案不可行,原因是濾渣中只加硫酸會生成硫酸鐵和硫酸鋁,冷卻、結晶、過濾得到的硫酸鋁晶體中混有大量硫酸鐵雜質;
(4)探究小組用滴定法測定CuSO4•5H2O(Mr=250)含量.取a g 試樣配成100mL溶液,每次取20.00mL,消除干擾離子后,用cmol/L EDTA(H2Y2-)標準溶液滴定至終點,平均消耗EDTA溶液b mL.滴定反應如下:Cu2++H2Y2-═CuY2-+2H+寫出計算CuSO4•5H2O質量分數(shù)的表達式ω=$\frac{cmol/L×b×10{\;}^{-3}L×250g•mol{\;}^{-1}×5}{ag}$×100%.

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科目:高中化學 來源: 題型:解答題

17.硫-碘循環(huán)分解水制氫主要涉及下列反應:

ⅠSO2+2H2O+I2═H2SO4+2HI
Ⅱ2HI?H2+I2
Ⅲ2H2SO4═2SO2+O2+2H2O
(1)分析上述反應,下列判斷正確的是c.
a.反應Ⅲ易在常溫下進行
b.反應Ⅰ中SO2氧化性比HI強
c.循環(huán)過程中需補充H2O
d.循環(huán)過程產生1mol O2的同時產生1mol H2
(2)一定溫度下,向1L密閉容器中加入1mol HI(g),發(fā)生反應Ⅱ,H2物質的量隨時間的變化如圖所示.
0~2min內的平均反應速率v(HI)=0.1mol•L-1•min-1.該溫度下,H2(g)+I2(g)
2HI(g)的平衡常數(shù)K=64.
相同溫度下,若開始加入HI(g)的物質的量是原來的2倍,則b是原來的2倍.
a.平衡常數(shù)   b.HI的平衡濃度   c.達到平衡的時間   d.平衡時H2的體積分數(shù)
(3)實驗室用Zn和稀硫酸制取H2,若加入少量下列試劑中的b,產生H2的速率將增大.
a.NaNO3    b.CuSO4        c.Na2SO4         d.NaHSO3
(4)以H2為燃料可制作氫氧燃料電池.
已知2H2(g)+O2(g)═2H2O(l)△H=-572kJ•mol-1
某氫氧燃料電池釋放228.8kJ電能時,生成1mol液態(tài)水,該電池的能量轉化率為80%.

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14.在T℃時,該反應的平衡常數(shù)K=64,在 2L恒容密閉容器甲和乙中,分別按下表所示加入物質,反應經過一段時間后達到平衡.
Fe2O3CO[FeCO2
甲/mol1.01.01.01.0
乙/mol1.02.01.01.0]
①甲容器中CO的平衡轉化率為60%.
②下列說法正確的是ad(填字母).
a.若容器內氣體密度恒定時,標志反應達到平衡狀態(tài)
b.增加Fe2O3可以提高CO的轉化率
c.甲容器中CO的平衡轉化率大于乙的平衡轉化率
d.甲、乙容器中,CO的平衡濃度之比為2:3.

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15.鉛蓄電池是最早使用的二次電池之一,有廣泛用途.放電時,它的正極反應式PbO2+4H++SO42-+2e-=PbSO4+2H2O放電結束,再充電溶液的濃度會增大(增大、減。┲钡讲蛔儯

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