Question

1．近年來“霧霾”污染日益嚴重，原因之一是機動車尾氣中含有NO、NO₂、CO等氣體，火力發電廠釋放出大量的NO_x、SO₂和CO₂等氣體也是其原因，現在對其中的一些氣體進行了一定的研究：
（1）用 CH₄催化還原氮氧化物可以消除氮氧化物的污染．
已知：①CH₄（g）+4NO₂（g）=4NO（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-574kJ/mol
②CH₄（g）+4NO（g）=2N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-1160kJ/mol
③H₂O（g）=H₂O（l）△H=-44.0kJ/mol
寫出 CH₄（g）與 NO₂（g）反應生成 N₂（g）、CO₂（g）和 H₂O（l）的熱化學方程式：CH₄（g）+2NO₂（g）=N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（l）△H=-955kJ/mol．
（2）汽車尾氣中含有CO、NO₂等有毒氣體，對汽車加裝尾氣凈化裝置，可使有毒氣體轉化為無毒氣體．4CO（g）+2NO₂（g）?4CO₂（g）+N₂（g）△H=-1200kJ•mol^-1
對于該反應，溫度不同（T₂＞T₁）、其他條件相同時，下列圖象正確的是乙（填代號）．

（3）用活性炭還原法也可以處理氮氧化物，某研究小組向某密閉容器加入一定量的活性炭和NO，發生反應C（s）+2NO（g）?N₂（g）+CO₂（g）△H=a kJ/mol
在T₁℃時，反應進行到不同時間測得各物質的量濃度如表：

時間/min 濃度/（mol/L）	0	10	20	30	40	50
NO	1.0	0.58	0.40	0.40	0.48	0.48
N2	0	0.21	0.30	0.30	0.36	0.36
CO2	0	0.21	0.30	0.3 0	0.36	0.36

①根據圖表數據分析T₁℃時，該反應在0-20min的平均反應速率v（NO）=0.030mol•L^-1•min^-1；計算該反應的平衡常數K=0.56．
②30min后，只改變某一條件，根據表的數據判斷改變的條件可能是CD（填字母代號）．
A．通入一定量的CO₂          B．加入合適的催化劑
C．適當縮小容器的體積        D．通入一定量的NO
E．加入一定量的活性炭
③若30min后升高溫度至T₂℃，達到平衡時，容器中NO、N₂、CO₂的濃度之比為2：1：1，則達到新平衡時NO的轉化率降低（填“升高”或“降低”），a＜0（填“＞”或“＜”）．
（4）溫度T₁和T₂時，分別將0.50mol CH₄和1.2mol NO₂充入1L的密閉容器中發生反應：CH₄（g）+2NO₂（g）?N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H=bkJ/mol．測得有關數據如表：

溫度	時間/min 物質的量	0	10	20	40	50
T1	n（CH4）/mol	0.50	0.35	0.25	0.10	0.10
T2	n（CH4）/mol	0.50	0.30	0.18	x	0.15

下列說法正確的是CD
A．T₁＞T₂，且b＞0
B．當溫度為T₂、反應進行到40min時，x＞0.15
C．溫度為T₂時，若向平衡后的容器中再充入0.50mol CH₄和1.2mol NO₂，重新達到平衡時，n（N₂）＜0.70mol
D．溫度為T₁時，若起始時向容器中充入0.50mol CH₄（g）、0.50molNO₂（g）、1.0mol N₂（g）、2.0molCO₂（g）、0.50molH₂O（g），反應開始時，ν（正）＞ν（逆）

Answer 1

分析 （1）已知：①CH₄（g）+4NO₂（g）=4NO（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-574kJ/mol
②CH₄（g）+4NO（g）=2N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-1160kJ/mol
③H₂O（g）=H₂O（l）△H=-44.0kJ/mol
由蓋斯定律[①+②-③×4]×$\frac{1}{2}$可得CH₄（g）+2NO₂（g）=N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（l）；
（2）該反應中焓變小于0，為放熱反應，升高溫度，正逆反應速率都增大，且反應向著逆向進行，二氧化氮轉化率減小、一氧化碳的體積含量減小，據此對各圖象進行判斷；
（3）①根據v=$\frac{△c}{△t}$計算反應速率，K=$\frac{c（{N}_{2}）•c（C{O}_{2}）}{{c}^{2}（NO）}$計算化學平衡常數K；
②依據圖表數據分析，結合平衡濃度計算平衡常數和濃度變化分析判斷，30min后，只改變某一條件，反應重新達到平衡，C（s）+2NO（g）?N₂（g）+CO₂（g），依據圖表數據分析，平衡狀態物質濃度增大，依據平衡常數計算，平衡常數隨溫度變化，平衡常數不變說明改變的條件一定不是溫度；依據數據分析，氮氣濃度增大，二氧化碳和一氧化氮濃度增大，反應前后氣體體積不變，所以可能是減小溶液體積后加入一定量一氧化氮；
③若30min后升高溫度至T₂℃，達到平衡時，容器中NO、N₂、CO₂的濃度之比從為2：1：1，氮氣和二氧化碳難度之比始終為1：1，所以2：1＞4：3，說明平衡向逆反應方向移動；
（4）A、溫度升高，反應速率加快，甲烷剩余量增多，說明反應向左進行，正反應放熱；
B、溫度升高，反應速率加快，當溫度為T₁、反應進行到40 min時已達平衡狀態，溫度為T₂時反應也應該達到平衡狀態；
C、溫度為T₂時，若向平衡后的容器中再充入0.50 mol CH₄和1.2mol NO₂，可等效為在另一個相同的容器中建立一個和原平衡相同的平衡狀態，再壓縮到一個容器中，即為增大壓強，平衡逆向移動；
D、根據溫度為T₁時平衡常數不變，根據濃度商與平衡常數的大小判斷平衡移動方向，利用化學平衡三段式計算．

解答 解：（1）已知：①CH₄（g）+4NO₂（g）=4NO（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-574kJ/mol
②CH₄（g）+4NO（g）=2N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-1160kJ/mol
③H₂O（g）=H₂O（l）△H=-44.0kJ/mol
由蓋斯定律[①+②-③×4]×$\frac{1}{2}$可得CH₄（g）+2NO₂（g）=N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（l）△H=-955 kJ/mol；
故答案為：CH₄（g）+2NO₂（g）=N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（l）△H=-955 kJ/mol；
（2）該反應為放熱反應，升高溫度，正逆反應速率均增大，都應該離開原來的速率點，圖象與實際情況不相符，故甲錯誤；
升高溫度，反應向著逆向進行，反應物的轉化率減小，反應速率加快，圖象與實際反應一致，故乙正確；
壓強相同時，升高溫度，反應向著逆向移動，一氧化氮的體積分數應該增大，圖象與實際不相符，故丙錯誤；
故答案為：乙；
（3）①T₁℃時，該反應在0-20min的平均反應速率v（NO）=$\frac{1mol/L-0.4mol/L}{20min}$=0.030mol•L^-1•min^-1；
C（s）+2NO（g）?N₂（g）+CO₂（g），平衡濃度c（N₂）=0.3mol/L；c（CO₂）=0.3mol/L；c（NO）=0.4mol/L；反應的平衡常數K=$\frac{0.3×0.3}{0．{4}^{2}}$=0.56；
故答案為：0.030mol•L^-1•min^-1；0.56；
②A．通入一定量的CO₂，平衡逆向移動，NO的濃度增大，但是氮氣的濃度會減少，與題不符，故A錯誤；
B．催化劑只改變化學反應速率，不改變化學平衡，故B錯誤；
C．適當縮小容器的體積，反應前后體積不變，平衡狀態物質濃度增大，故C正確；
D．通入一定量的NO，新平衡狀態下物質平衡濃度增大，故D正確；
E．加入一定量的活性炭，碳是固體對平衡無影響，平衡不動，故E錯誤；
故答案為：CD；
③30min后升高溫度至T₂℃，達到平衡時，容器中NO、N₂、CO₂的濃度之比從為2：1：1，氮氣和二氧化碳難度之比始終為1：1，所以2：1＞4：3，說明平衡向逆反應方向移動，說明平衡向逆反應方向移動，達到新平衡時NO的轉化率，說明逆反應是吸熱反應，則正反應是放熱反應；
故答案為：降低；＜；
（4）A、溫度升高，反應速率加快，因此T₂＞T₁，甲烷剩余量增多，說明反應向左進行，正反應放熱，所以a＜0，故A錯誤；
B、當溫度為T₂、反應進行到40 min時，反應達到平衡狀態，x=0.15，故B錯誤；
C、溫度為T₂時，若向平衡后的容器中再充入0.50 mol CH₄和1.2mol NO₂，平衡逆向移動，重新達到平衡時，n（N₂）小于原平衡n（N₂）的2倍，故C正確；
D、對于反應   CH₄（g）+2NO₂（g）?N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）
起始（mol/L） 0.5      1.2       0       0        0
變化（mol/L） 0.4      0.8       0.4     0.4      0.8
平衡（mol/L） 0.1      0.4       0.4     0.4      0.8
溫度為T₁時，平衡常數K=$\frac{0．{8}^{2}×0.4×0.4}{0.1×0．{4}^{2}}$=6.4，若起始時向容器中充入0.50 mol CH₄（g）、0.50 molNO₂（g）、1.0 mol N₂（g）、2.0 molCO₂（g）、0.50 molH₂O（g），濃度商Qc=$\frac{0．{5}^{2}×2×1}{0.5×0．{5}^{2}}$=4＜K，平衡正向移動，ν（正）＞ν（逆），故D正確；
故答案為：CD．

點評 本題考查了蓋斯定律的應用、影響平衡移動的因素、平衡常數的有關計算等，綜合性較強，側重分析及計算能力的考查，把握化學平衡常數的有關計算為解答的關鍵，題目難度中等．