Question

9．能源、環境與人類生活和社會發展密切相關，研究它們的綜合利用有重要意義．
（1）氧化-還原法消除氮氧化物的轉化：NO$→_{反應Ⅰ}^{O_{3}}$NO₂$→_{反應Ⅱ}^{CO（NH_{2}）_{2}}$N₂
反應Ⅰ為：NO+O₃═NO₂+O₂，生成11.2L O₂（標準狀況）時，轉移電子的物質的量是1mol．反應Ⅱ中，當n（NO₂）：n[CO（NH₂）₂]=3：2時，反應的化學方程式是6NO₂+4CO（NH₂）₂=7N₂+8H₂O+4CO₂．
（2）硝化法是一種古老的生產硫酸的方法，同時實現了氮氧化物的循環轉化，主要反應為：NO₂（g）+SO₂（g）?SO₃（g）+NO（g）△H=-41.8kJ•mol^-1已知：2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g）△H=-196.6kJ•mol^-1寫出NO和O₂反應生成NO₂的熱化學方程式2NO（g）+O₂（g）=2NO₂（g）△H=-113.0 kJ•mol^-1．
（3）將燃煤廢氣中的CO₂轉化為二甲醚的反應原理為：2CO₂（g）+6H₂（g）$\stackrel{催化劑}{?}$CH₃OCH₃（g）+3H₂（g）；該反應平衡常數表達式為K=$\frac{{c}^{3}（{H}_{2}O）c（C{H}_{3}OC{H}_{3}）}{{c}^{2}（C{O}_{2}）{c}^{6}（{H}_{2}）}$．已知在某壓強下，該反應在不同溫度、不同投料比時，CO₂的轉化率如圖1所示．該反應的△H小于（填“大于”、“小于”或“等于”）0．

（4）合成氣CO和H₂在一定條件下能發生如下反應：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H＜0．在容積均為V L的Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ三個相同密閉容器中分別充入a molCO和2a molH₂，三個容器的反應溫度分別為T₁、T₂、T₃且恒定不變，在其他條件相同的情況下，實驗測得反應均進行到t min時CO的體積分數如圖2所示，此時Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ三個容器中一定達到化學平衡狀態的是Ⅲ；若三個容器內的反應都達到化學平衡時，CO轉化率最大的反應溫度是T₁．
（5）某N₂H₄（肼或聯氨）燃料電池（產生穩定、無污染的物質）原理如圖3所示．

①M區發生的電極反應式為N₂H₄-4e^-=N₂↑+4H⁺．
②用上述電池做電源，用圖4裝置電解飽和氯化鉀溶液（電極均為惰性電極），設飽和氯化鉀溶液體積為500mL，當溶液的pH值變為13時（在常溫下測定），若該燃料電池的能量利用率為80%，則需消耗N₂H₄的質量為0.5g（假設溶液電解前后體積不變）．

Answer 1

分析 （1）化合價升高值=化合價降低值=轉移電子數，根據化合價的變化來確定電子轉移數目；反應方程式中，系數之比等于物質的量之比；
（2）根據蓋斯定律結合熱化學方程式的書寫來回答，已知：A、NO₂（g）+SO₂（g）?SO₃（g）+NO（g）△H=-41.8kJ•mol^-1；
B、2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g）△H=-196.6kJ•mol^-1，則反應：2NO（g）+O₂（g）=2NO₂（g）可以看成是B-2A得到的；
（3）平衡常數K=$\frac{生成物平衡濃度冪次方乘積}{反應物平衡濃度冪次方乘積}$，圖象可知溫度升高二氧化碳轉化率減小，說明升溫平衡逆向進行；
（4）CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H＜0，該反應正反應為放熱反應，根據圖4中Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ圖象，CO百分含量，由小到大，Ⅱ＜Ⅰ＜Ⅲ，結合化學平衡移動分析解答；根據溫度對平衡的影響來判斷，升高溫度平衡逆向移動，CO的轉化率減小；
（5）①左端為負極，在酸性電解質中失去電子生成氮氣和氫離子；
②該燃料電池的能量利用率為80%，即電池轉移電子的80%=電解中轉移電子，結合電子轉移守恒計算．

解答 解：（1）NO+O₃═NO₂+O₂，生成1mol氧氣轉移電子是2mol，生成11.2L即0.5mol O₂（標準狀況）時，轉移電子的物質的量是1mol，當n（NO₂）：n[CO（NH₂）₂]=3：2，即NO₂和CO（NH₂）₂的系數之比是3：2，其方程式表示為：6NO₂+4CO（NH₂）₂=7N₂+8H₂O+4CO₂，
故答案為：1，6NO₂+4CO（NH₂）₂=7N₂+8H₂O+4CO₂；
（2）已知：A、NO₂（g）+SO₂（g）?SO₃（g）+NO（g）△H=-41.8kJ•mol^-1；
B、2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g）△H=-196.6kJ•mol^-1，則反應：2NO（g）+O₂（g）=2NO₂（g）可以看成是B-2A得到的，所以該反應的△H=-196.6kJ•mol^-1-2（-41.8kJ•mol^-1）=-113.0 kJ•mol^-1，
故答案為：2NO（g）+O₂（g）=2NO₂（g）△H=-113.0 kJ•mol^-1；
（3）2CO₂（g）+6H₂（g）$\frac{\underline{\;催化劑\;}}{\;}$CH₃OCH₃（g）+3H₂O（g）；該反應平衡常數表達式為K=$\frac{{c}^{3}（{H}_{2}O）c（C{H}_{3}OC{H}_{3}）}{{c}^{2}（C{O}_{2}）{c}^{6}（{H}_{2}）}$，圖象可知溫度升高二氧化碳轉化率減小，說明升溫平衡逆向進行，逆向反應是吸熱反應，正反應為放熱反應，△H＜0，
故答案為：$\frac{{c}^{3}（{H}_{2}O）c（C{H}_{3}OC{H}_{3}）}{{c}^{2}（C{O}_{2}）{c}^{6}（{H}_{2}）}$；小于；
（4）CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H＜0，該反應正反應為放熱反應，根據圖4中Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ圖象，CO百分含量，由小到大依次為：Ⅱ＜Ⅰ＜Ⅲ，T₁中的狀態轉變成T₂中的狀態，CO百分含量減小，說明平衡正向移動，說明T₁未達平衡狀態，T₂中的狀態轉變成T₃中的平衡狀態，CO百分含量增大，說明平衡逆向移動，說明T₂可能達平衡狀態，一定達到化學平衡狀態的是Ⅲ，該反應正反應為放熱反應，升高溫度，平衡逆向移動，若三個容器內的反應都達到化學平衡時，Ⅰ容器溫度最低，所以CO轉化率最大的反應溫度是T₁，
故答案為：Ⅲ；T₁；
（5）①由氫離子的移動方向可知，M區為負極，發生的電極反應式為N₂H₄-4e^-=N₂↑+4H⁺，故答案為：N₂H₄-4e^-=N₂↑+4H⁺； 
②用惰性電極，電解飽和KCl總的電極反應式為2Cl^-+2H₂O$\frac{\underline{\;電解\;}}{\;}$H₂↑+Cl₂↑+2OH^-，pH值變為13時，c（OH^-）=0.1mol/L，n（OH^-）=0.1mol/L×0.5L=0.05mol，
N₂H₄～4e^-～4OH^-
 32g      4mol
x×80%   0.05mol，
解得x=0.5g，
故答案為：0.5．

點評 本題目綜合考查蓋斯定律的應用、化學反應平衡常數的計算和應用、電化學原理及計算等方面的知識，側重于影響平衡移動及平衡常數的因素的考查，注意知識的歸納和整理是關鍵，題目難度中等．注意（4）從圖象中曲線的變化趨勢分析條件改變導致平衡移動的特點．