Question

15．按要求回答下列有關問題．
（1）據報道，科學家新研發出一種常溫下催化合成NH₃的方法：N₂（g）+6H₂O（l）═4NH₃（g）+3O₂（g）
已知如下信息：
①化合物的生成熱可以表示其相對能量．化學上，規定標準狀況下穩定單質的生成熱為0．幾種物質的生成熱：NH₃（g）為mkJ•mol^-1，H₂O（l）為nkJ•mol^-1．
反應的△H=產物的生成熱之和-反應物的生成熱之和
②幾種化學鍵的鍵能數據如下：

化學鍵	N≡N	H-O	O-O	H-N
E/kJ•mol-1	a	b	c	d

上述反應中，△H=4m-6nkJ•mol^-1，H-N鍵的鍵能為$\frac{2a+12b-3c-4m+6n}{12}$kJ•mol^-1．
（2）二氧化硫在一定條件下可以發生如下反應：SO₂（g）+NO₂（g）?SO₃（g）+NO（g），△H=-42kJ•mol^-1，在1L恒容密閉容器中充入SO₂（g）和NO₂（g），所得實驗數據如下：

實驗編號	溫度	起始時物質的量/mol		平衡時物質的量/mol
		N（SO2）	N（NO2）	N（NO）
甲	T1	0.80	0.20	0.18
乙	T2	0.20	0.80	0.16
丙	T3	0.20	0.30	a

①實驗甲中，若2min時測得放出的熱量是4.2kJ，則0～2min時間內，用SO₂（g）表示的平均反應速率v（SO₂）=0.05mol•L^-1•min^-1；
②實驗丙中，達到平衡時，NO₂的轉化率為$\frac{10a}{3}$×100%；
③由表中數據可推知，T_l＜T₂（填“＞”“＜’’或“=”）；
（3）對反應N₂O₄（g）?2NO₂（g）△H＞0   在溫度為T_l、T₂時平衡體系中NO₂的體積分數隨壓強變化曲線如圖1所示，下列說法正確的是d．

a．A、C兩點的反應速率：A＞C
b．A、C兩點氣體的顏色：A深，C淺
c．由狀態A到狀態B，可以用加熱的方法
d．A、C兩點的化學平衡常數：A=C
（4）工業上，采用石墨、鐵棒作為電極，電解除去廢水中的CN^-（N為-3價，下同），裝置如圖2所示，通電過程中，陽極區兩種離子的放電產物會進一步發生反應，其方程式為：Cl₂+CNO^-+OH^-→□+Cl^-+CO₃^2-+H₂O（未配平）．最終陰、陽兩極均有無色無味氣體產生．
①鐵電極應連接直流電源的負極（填寫電極名稱）．
②上述反應方程式配平后“□”內應填寫N₂；
③陽極上發生的電極反應為2Cl^--2e^-═Cl₂↑和CN^--2e^-+2OH^-=CNO^-+H₂O．

Answer 1

分析 （1）化學上，規定標準狀況下穩定單質的生成熱為0．幾種物質的生成熱：NH₃（g）為mkJ•mol^-1，H₂O（l）為nkJ•mol^-1，反應的△H=產物的生成熱之和-反應物的生成熱之和，反應焓變△H=反應物總鍵能-生成物總鍵能；
（2）①根據放出的熱量計算消耗二氧化硫物質的量，再根據v=$\frac{△c}{△t}$計算v（SO₂）；
②平衡時NO為a mol，表示出參加反應二氧化氮的物質的量，進而計算二氧化氮的轉化率；
③再計算乙實驗平衡常數，結合甲中平衡常數判斷溫度高低；
（3）N₂O₄（g）═2NO₂（g）△H=+57kJ•mol^-1，該反應為吸熱反應，升高溫度，化學平衡正向移動，NO₂的體積分數增大；增大壓強，化學平衡逆向移動，NO₂的體積分數減小，結合圖象來分析解答．
a、A、C兩點都在等溫線上，壓強越大，反應速率越快；
b、增大壓強平衡向逆反應進行，向逆反應進行是減小由于壓強增大導致濃度增大趨勢，但到達平衡仍比原平衡濃度大；
c、壓強相同，升高溫度，化學平衡正向移動，NO₂的體積分數增大，A點NO₂的體積分數大；
d、平衡常數隨溫度變化，據此判斷；
（4）根據發生的電極反應，可以知道金屬鐵是陰極，石墨電極是陽極，根據電解質中離子的放電順序以及電極反應和電子的轉移知識來回答即可；

解答 解：（1）2N₂（g）+6H₂O（l）═4NH₃（g）+3O₂（g），規定標準狀況下穩定單質的生成熱為0．幾種物質的生成熱：NH₃（g）為mkJ•mol^-1，H₂O（l）為nkJ•mol^-1，反應的△H=產物的生成熱之和-反應物的生成熱之和=（4m-6n）KJ/mol，
（4m-6n）KJ/mol=（2a+12b-12d-3c）KJ/mol，
H-N鍵的鍵能為d=$\frac{2a+12b-3c-4m+6n}{12}$，
故答案為：4m-6n；     $\frac{2a+12b-3c-4m+6n}{12}$；
（2）①實驗甲中，若2min時測得放出的熱量是4.2kJ，則消耗二氧化硫物質的量為$\frac{4.2KJ}{42KJ/mol}$=0.1mol，則v（SO₂）=$\frac{\frac{0.1mol}{1L}}{2min}$=0.05mol/（L．min）；
故答案為：0.05mol/（L．min）；
②實驗丙中，平衡時NO為a mol，則參加反應二氧化氮的物質的量為amol，
                          SO₂（g）+NO₂（g）?SO₃（g）+NO（g）
起始量（mol）：0.2                0.3               0            0
變化量（mol）：a                   a                 a               a
平衡量（mol）：0.2-a            0.3-a            a               a

故二氧化氮的轉化率為$\frac{amol}{0.3mol}$×100%=$\frac{10a}{3}$×100%，
故答案為：$\frac{10a}{3}$×100%；
③乙實驗平衡時，NO為0.16mol，則：
                            SO₂（g）+NO₂（g）?SO₃（g）+NO（g）
起始量（mol）：0.2                0.8               0            0
變化量（mol）：0.16            0.16            0.16         0.16
平衡量（mol）：0.04            0.64             0.16         0.16
T₂溫度下平衡常數K=$\frac{c（S{O}_{3}）c（NO）}{c（S{O}_{2}）c（N{O}_{2}）}$=$\frac{0.16×0.16}{0.04×0.64}$=1，
正反應為放熱反應，升高溫度平衡逆向移動，平衡常數減小，故T₁＜T₂，
故答案為：＜；
（3）a．由圖象可知，A、C兩點都在等溫線上，C的壓強大，則A、C兩點的反應速率：A＜C，故a錯誤；
b．由圖象可知，A、C兩點都在等溫線上，C的壓強大，與A相比C點平衡向逆反應進行，向逆反應進行是由于減小體積增大壓強，平衡移動的結果降低NO₂濃度增大趨勢，但到達平衡仍比原平衡濃度大，平衡時NO₂濃度比A的濃度高，NO₂為紅棕色氣體，則A、C兩點氣體的顏色：A淺，C深，故b錯誤；
c．升高溫度，化學平衡正向移動，NO₂的體積分數增大，由圖象可知，A點NO₂的體積分數大，則T₁＜T₂，由狀態A到狀態B，可以用降溫的方法，故c錯誤；
d．由圖象可知，A、C兩點都在等溫線上，溫度不變平衡常數不變，A、C兩點的化學平衡常數：A=C，故d正確；
故選d，
故答案為：d；  
（4）①根據發生的電極反應，可以知道金屬鐵是陰極，接電源的負極，故答案為：負極；
②據氧化還原反應的原理，其反應方程式為3Cl₂+2CNO^-+8OH^-═N₂+6Cl^-+2CO₃^2-+4H₂O，故答案為：N₂；
③陰極上氫離子放電發生還原反應，生成氫氣，陽極發生氧化反應，陽極的電極反應式為：CN^--2e^-+2OH^-═CNO^-+H₂O和2Cl^--2e^-═Cl₂↑，
故答案為：CN^--2e^-+2OH^-=CNO^-+H₂O；

點評 本題考查化學平衡計算與影響因素、反應速率、平衡常數、化學平衡圖象等，明確外界條件對化學平衡的影響及圖象中縱橫坐標的含義、“定一議二”“先拐先平”原則即可解答，側重考查學生分析計算能力，注意對平衡常數的理解掌握，難度中等．