Question

2．汽車尾氣、燃煤尾氣、地面灰塵等污染物是造成空氣污染的主要原因．
（1）汽車尾氣凈化的主要原理為：2NO（g）+2CO（g）$\stackrel{催化劑}{?}$2CO₂（g）+N₂（g）．在密閉容器中發(fā)生該反應(yīng)時，c（CO₂）隨溫度（T）、催化劑的表面積（S）和時間（t）的變化曲線，如圖所示．據(jù)此判斷：
①該反應(yīng)的△H＜0（填“＞”“＜”）．
②在T₂溫度下，0～2s內(nèi)的平均反應(yīng)速率v（N₂）=0.025mol/（L•s）．
③當(dāng)固體催化劑的質(zhì)量一定時，增大其表面積可提高化學(xué)反應(yīng)速率．若催化劑的表面積S₁＞S₂，在上圖中畫出c（CO₂）在T₁、S₂條件下達到平衡過程中的變化曲線．
④若該反應(yīng)在絕熱、恒容的密閉體系中進行，下列示意圖正確且能說明反應(yīng)在進行到t₁時刻達到平衡狀態(tài)的是BD（填代號）．

（2）直接排放煤燃燒產(chǎn)生的煙氣會引起嚴(yán)重的環(huán)境問題．煤燃燒產(chǎn)生的煙氣含氮的氧化物，用CH₄催化還原NO_x可以消除氮氧化物的污染．例如：
CH₄（g）+2NO₂（g）═N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H₁=-867kJ/mol
2NO₂（g）═N₂O₄（g）△H=-56.9kJ/mol
寫出CH₄（g）催化還原N₂O₄（g）生成N₂（g）和H₂O（g）的熱化學(xué)方程式CH₄（g）+N₂O₄（g）═N₂（g）+2H₂O（l）+CO₂（g）△H=-898.1kJ/mol．
（3）已知反應(yīng)：CO₂（g）+H₂（g）?CO（g）+H₂O（g），現(xiàn)將不同量的CO₂（g）和H₂（g）分別通入到容積為2L的恒容密閉容器中進行反應(yīng)，得到如下兩組數(shù)據(jù)：

實驗組	溫度/℃	起始量/mol		平衡量/mol		達到平衡 所需時間/min
		CO2（g）	H2（g）	H2O（g）	CO2（g）
1	650	2	1	0.4	1.6	6
2	900	4	2	1.6	2.4	2

①實驗1條件下平衡常數(shù)K=4.57（保留小數(shù)點后二位）．
②該反應(yīng)的△H＞0（填“＜”或“＞”）．

Answer 1

分析 （1）①根據(jù)到達平衡的時間判斷溫度高低，根據(jù)平衡時二氧化碳的濃度判斷溫度對平衡的影響；
②由圖可知，T₂溫度平衡時，二氧化碳的濃度變化量為0.1mol/L，根據(jù)v=$\frac{△c}{t}$計算v（CO₂），再根據(jù)速率之比等于化學(xué)計量數(shù)之比計算v（N₂）；
③接觸面積越大反應(yīng)速率越快，到達平衡的時間越短，催化劑的表面積S₁＞S₂，S₂條件下達到平衡所用時間更長，但催化劑不影響平衡移動，平衡時二氧化碳的濃度與溫度T₁到達平衡時相同；
④A．到達平衡后正、逆速率相等，不再變化；
B．到達平衡后，溫度為定值，平衡常數(shù)不變，結(jié)合反應(yīng)熱判斷隨反應(yīng)進行容器內(nèi)溫度變化，判斷溫度對化學(xué)平衡常數(shù)的影響；
C．t₁時刻后二氧化碳、NO的物質(zhì)的量發(fā)生變化，最后不再變化；
D．到達平衡后各組分的含量不發(fā)生變化；
（2）根據(jù)蓋斯定律，由已知熱化學(xué)方程式乘以適當(dāng)?shù)南禂?shù)進行加減構(gòu)造目標(biāo)熱化學(xué)方程式；
（3）①利用三段式計算平衡時，各組分的物質(zhì)的量，該反應(yīng)是氣體體積不變的反應(yīng)，故利用物質(zhì)的量代替濃度代入平衡常數(shù)表達式計算平衡常數(shù)；
②第二組溫度比第一組高，反應(yīng)物物質(zhì)的量比第一組增大一倍，平衡時CO₂的物質(zhì)的量比第一組的多，表明該反應(yīng)為吸熱反應(yīng)．

解答 解：（1）①由圖1可知，溫度T₁先到達平衡，故溫度T₁＞T₂，溫度越高平衡時，二氧化碳的濃度越低，說明升高溫度平衡向逆反應(yīng)移動，故正反應(yīng)為放熱反應(yīng)，
故答案為：＜；
②由圖可知，T₂溫度時2s到達平衡，平衡時二氧化碳的濃度變化量為0.1mol/L，故v（CO₂）=$\frac{0.1mol/L}{2s}$0.05mol/（L•s），速率之比等于化學(xué)計量數(shù)之比，故v（N₂）=0.5v（CO₂）=0.5×0.05mol/（L•s）=0.025mol/（L•s），
故答案為：0.025mol/（L•s）；
③接觸面積越大反應(yīng)速率越快，到達平衡的時間越短，催化劑的表面積S₁＞S₂，S₂條件下達到平衡所用時間更長，但催化劑不影響平衡移動，平衡時二氧化碳的濃度與溫度T₁到達平衡時相同，故c（CO₂）在T₁、S₂條件下達到平衡過程中的變化曲線為：，
故答案為：；
④A．到達平衡后正、逆速率相等，不再變化，t₁時刻V_正最大，之后隨反應(yīng)進行速率發(fā)生變化，未到達平衡，故A錯誤；
B．該反應(yīng)正反應(yīng)為放熱反應(yīng)，隨反應(yīng)進行溫度升高，化學(xué)平衡常數(shù)減小，到達平衡后，溫度為定值，達最高，平衡常數(shù)不變，故B正確，
C、t₁時刻后二氧化碳、NO的物質(zhì)的量發(fā)生變化，t₁時刻未到達平衡狀態(tài)，故C錯誤；
D、NO的質(zhì)量分數(shù)為定值，t₁時刻處于平衡狀態(tài)，故D正確；
故答案為：BD；
（2）已知：CH₄（g）+2NO₂（g）═N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H₁=-867kJ/mol①
2NO₂（g）?N₂O₄（g）△H₂=-56.9kJ/mol②
H₂O（g）=H₂O（l）△H=-44.0kJ/mol③
根據(jù)蓋斯定律，①-②+④×2可得CH₄（g）+N₂O₄（g）=N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（l），故△H=-867kJ/mol-（-56.9kJ/mol）+2（-44.0）kJ/mol=-898.1kJ/mol 即CH₄（g）+N₂O₄（g）═N₂（g）+2H₂O（l）+CO₂（g）△H=-898.1kJ/mol，
故答案為：CH₄（g）+N₂O₄（g）═N₂（g）+2H₂O（l）+CO₂（g）△H=-898.1kJ/mol；
（3）①平衡時CO₂的物質(zhì)的量為1.6mol，則：
            CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g），
開始（mol）：2       1        0       0
變化（mol）：0.6    0.6      1.6     1.6
平衡（mol）：1.4    0.4      1.6     1.6
該反應(yīng)前后氣體體積不變，故利用物質(zhì)的量代替濃度計算平衡常數(shù)，故650℃時該反應(yīng)平衡常數(shù)k=$\frac{1.6×1.6}{1.4×0.4}$=4.57，
故答案為：4.57；
②實驗1中CO₂的轉(zhuǎn)化率為$\frac{2-1.6}{2}$×100%=20%，實驗2中CO₂的轉(zhuǎn)化率為$\frac{4-2.4}{4}$×100%=40%，則實驗1的轉(zhuǎn)化率小于實驗2，則說明溫度升高平衡向正反應(yīng)方向移動，正反應(yīng)吸熱，故答案為：＞．

點評 本題考查化學(xué)平衡圖象、化學(xué)反應(yīng)速率、影響化學(xué)平衡的因素、平衡常數(shù)計算等，題目綜合性較大，較難，是對知識的綜合利用、注意基礎(chǔ)知識的理解掌握．