Question

17．SO₂、CO、NO_x是對環(huán)境影響較大的氣體，對它們的合理控制和治理是優(yōu)化我們生存環(huán)境的有效途徑．請回答下列問題：
（1）已知25℃、101kPa時：
2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g）△H₁=-197kJ•mol^-1
H₂O（g）=H₂O（l）△H₂=-44kJ•mol^-1
2SO₂（g）+O₂（g）+2H₂O（g）=2H₂SO₄（l）△H₃=-545kJ•mol^-1
則SO₃（g）與H₂O（l）反應的熱化學方程式是SO₃（g）+H₂O（l）═2H₂S O₄（l）△H=-130 kJ/mol．
（2）若反應2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（g ），△H=-241.8kJ•mol^-1，根據(jù)下表數(shù)據(jù)．則x=738.2 kJ•mol^-1．

化學鍵	H-H	O═O	O-H
斷開1mol化學鍵所需的能量/kJ	436	x	463

（3）甲醇汽油也是一種新能源清潔燃料．工業(yè)上可用CO和H₂制取甲醇，熱化學方程式為：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H=-90kJ•mol^-1
①該溫度下，在兩個容積均為1L的密閉容器中，分別發(fā)生該反應：

容器	甲	乙
反應物投入量	1mol CO （g）和2mol H2（g）	1mol CH3OH（g）
平衡時c（CH3OH）	c1	c2
平衡時能量變化	放出54kJ	吸收a kJ

則 c₁₌ c₂（填“＞”或“＜”或“=”），a=36．
②若密閉容器容積與①相同，Ⅰ、Ⅱ曲線（圖1）分別表示投料比不同時的反應過程． 若Ⅱ反應的n（CO）起始=10mol、投料比為0.5，則：A點的平衡常數(shù)K_A=0.01，B點的平衡常數(shù)K_B=K_A．（填“＞”或“＜”或“=”）
③為提高CO轉化率可采取的措施是減小投料比，降低溫度，增大壓強，分離出CH₃OH等（至少答出兩條）．
（4）電解NO制備NH₄NO₃，其工作原理如圖2所示，則a電極名稱為陰極，b電極反應式為NO+2H₂O-3e^-=NO₃^-+4H⁺．

Answer 1

分析 （1）根據(jù)蓋斯定律，已知熱化學方程式乘以適當?shù)南禂?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；
（2）反應熱=反應物總鍵能-生成物總鍵能；
（3）①恒溫恒容下，甲中起始投入1mol CO （g）和2mol H₂（g），相當于起始投入1mol CH₃OH（g），則甲與乙為完全等效平衡，平衡時對應各物質的濃度相等；
根據(jù)甲平衡時放出的熱量，計算甲中平衡時生成CH₃OH的物質的量，甲、乙為完全等效平衡，平衡時甲醇的物質的量相等，可以計算乙中參加反應甲醇的物質的量，結合反應熱計算乙中吸收的熱量；
②根據(jù)投料比計算起始投入氫氣物質的量，由圖可知，曲線Ⅱ上A點CO的轉化率為50%，據(jù)此計算參加反應CO的物質的量，利用三段式計算平衡時各物質的物質的量，由于體積為1L，用物質的量代替濃度代入平衡常數(shù)表達式K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{c（CO）×{c}^{2}（{H}_{2}）}$計算；
平衡常數(shù)只受溫度影響，溫度相等，則平衡常數(shù)相等；
③為提高CO轉化率，改變條件應使平衡向正反應方向移動，該反應正反應為氣體體積減小的放熱反應，結合平衡移動原理解答；
（3）由圖可知，a極上NO生成NH₄⁺，發(fā)生還原反應，為電解池陰極，b極上NO生成NO₃^-，發(fā)生氧化反應，由元素守恒有水參加反應，由電荷守恒可知有氫離子生成．

解答 解：（1）已知：①2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g）△H₁=-197kJ•mol^-1
②H₂O（g）=H₂O（l）△H₂=-44kJ•mol^-1
③2SO₂（g）+O₂（g）+2H₂O（g）=2H₂SO₄（l）△H₃=-545kJ•mol^-1
根據(jù)蓋斯定律，（③-①）×$\frac{1}{2}$-②得：SO₃（g）+H₂O（l）═2H₂S O₄（l）△H=$\frac{1}{2}$×[（-545kJ/mol）-（-197kJ/mol）]-（-44kJ/mol）=-130 kJ/mol，
故反應熱化學方程式為：SO₃（g）+H₂O（l）═2H₂S O₄（l）△H=-130 kJ/mol，
故答案為：SO₃（g）+H₂O（l）═2H₂S O₄（l）△H=-130 kJ/mol；
（2）由于反應熱=反應物總鍵能-生成物總鍵能，則：2×436kJ/mol+xkJ/mol-4×463kJ/mol=-241.8kJ/mol，解得x=738.2，
故答案為：738.2；
（3）①恒溫恒容下，甲中起始投入1mol CO （g）和2mol H₂（g），相當于起始投入1mol CH₃OH（g），則甲與乙為完全等效平衡，平衡時對應各物質的濃度相等，即c₁=c₂，
甲中放出熱量為54kJ，則生成甲醇為1mol×$\frac{54kJ}{90kJ}$=0.6mol，甲、乙為完全等效平衡，平衡時甲醇的物質的量相等，乙中參加反應甲醇的物質的量為1mol-0.6mol=0.4mol，乙中吸收的熱量為0.4mol×90kJ/mol=36kJ，
故答案為：=；36；
②若Ⅱ反應的n（CO）起始=10mol、投料比為0.5，則起始投入氫氣為20mol，由圖可知，曲線Ⅱ上A點CO的轉化率為50%，參加反應CO的物質的量為10mol×50%=5mol，則：
          CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）
開始（mol）：10     20        0
轉化（mol）：5      10        5
平衡（mol）：5      10        5
由于體積為1L，用物質的量代替濃度計算，故平衡常數(shù)K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{c（CO）×{c}^{2}（{H}_{2}）}$=$\frac{5}{5×1{0}^{2}}$=0.01，
平衡常數(shù)只受溫度影響，與物質的起始濃度無關，A、B兩點溫度相等，故平衡常數(shù)K_B=K_A，
故答案為：0.01；=；
③為提高CO轉化率，改變條件應使平衡向正反應方向移動，該反應正反應為氣體體積減小的放熱反應，可以采取的措施有：減小投料比，降低溫度，增大壓強，分離出CH₃OH等，
故答案為：減小投料比，降低溫度，增大壓強，分離出CH₃OH等；
（3）由圖可知，a極上NO生成NH₄⁺，發(fā)生還原反應，為電解池陰極，b極上NO生成NO₃^-，發(fā)生氧化反應，由元素守恒有水參加反應，由電荷守恒可知有氫離子生成，b極電極反應式為：NO+2H₂O-3e^-=NO₃^-+4H⁺，
故答案為：陰極；NO+2H₂O-3e^-=NO₃^-+4H⁺．

點評 本題屬于拼合型題目，涉及熱化學方程式書寫、反應熱計算、化學平衡有關計算及影響因素、電解池等，側重考查學生對知識的遷移應用，（3）中①注意形成規(guī)律：從正、逆兩個過程形成的完全等效平衡，反應的熱量之和等于反應熱數(shù)值的絕對值．