Question

9．碳氧化物、氮氧化物、二氧化硫的處理與利用是世界各國研究的熱點問題．消除汽車尾氣中的NO、CO，有利于減少PM2.5的排放．已知如下信息：
2CO（g）+2NO（g）?2CO₂（g）+N₂（g）△H=-748kJ•mol^-1
2CO（g）+O₂（g）═2CO₂（g）△H₂=-565kJ•mol^-1
（1）在一定條件下N₂和O₂會轉(zhuǎn)化為NO氣體，寫出反應(yīng)的熱化學(xué)方程式N₂（g）+O₂（g）═2NO（g）△H=+183KJ/mol．
（2）為研究不同條件對反應(yīng)的影響，在恒溫條件下，向2L恒容密閉容器中加入0.2mol NO和0.4mol CO，在催化劑存在的條件下發(fā)生反應(yīng)，10min時反應(yīng)達到平衡，測得10min內(nèi)v（NO）=7.5×10^-3mol•L^-1•min^-1，則平衡后n（CO）=0.25mol，關(guān)于該平衡的下列說法正確的是bce．
a．增大壓強，平衡一定向右移動
b．其它條件不變，升高溫度，化學(xué)反應(yīng)速率一定增大
c．其它條件不變，若改為在恒壓容器中進行，CO的平衡轉(zhuǎn)化率比恒容條件下大
d．向平衡后的容器中再充人0.2mol NO和0.1mol CO，化學(xué)平衡常數(shù)增大
e．達到平衡后v_正（NO）=2v_逆（N₂）
（3）其它條件相同，tmin時不同溫度下測得NO的轉(zhuǎn)化率如圖所示．A點的反應(yīng)速率v_正＞v_逆（填“＞”“＜”或“=“），A、B兩點反應(yīng)的平衡常數(shù)較大的是A（填“A”或“B“）．
（4）相同溫度下等濃度的NH₄NO₃和NH₄NO₂兩份溶液，測得NH₄NO₂溶液中c（NH₄⁺）較小，試分析原因：
NO₂^-水解顯堿性，對銨根離子水解起到促進作用．0.1mol•L^-1NH₄NO₃溶液中離子濃度由大到小的順序是c（NO₃^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），常溫下NO₂^-水解反應(yīng)的平衡常數(shù)Kh=1.4×10^-11mol•L^-1（保留兩位有效數(shù)字）．
（已知的電離常數(shù)Ka=7.1×10^-4mol•L^-1，NH₃•H₂O的電離常數(shù)=1.7×10^-5mol•L^-1．

Answer 1

分析 （1）依據(jù)熱化學(xué)方程式和蓋斯定律計算得到N₂和O₂會轉(zhuǎn)化為NO氣體的熱化學(xué)方程式；
（2）結(jié)合化學(xué)平衡三段式列式計算，測得10min內(nèi)v（NO）=7.5×10^-3mol•L^-1•min^-1，反應(yīng)消耗物質(zhì)的量=
7.5×10^-3mol•L^-1•min^-1×10min×2L=0.15mol
             2CO（g）+2NO（g）?2CO₂（g）+N₂（g）
起始量（mol） 0.4      0.2       0       0
變化量（mol） 0.15     0.15     0.15    0.075
平衡量（mol） 0.25     0.05      0.15   0.075
反應(yīng)是氣體體積減小的放熱反應(yīng)，依據(jù)化學(xué)平衡移動原理和影響因素分析判斷，
a．反應(yīng)是氣體體積減小的反應(yīng)，增大壓強，平衡向右移動，但同時改變溫度或濃度，平衡可能逆向進行；
b．反應(yīng)是放熱反應(yīng)，其它條件不變，升高溫度，平衡逆向進行，但化學(xué)反應(yīng)速率一定增大；
c．其它條件不變，若改為在恒壓容器中進行，壓強比恒容容器中大，平衡正向進行，CO的平衡轉(zhuǎn)化率比恒容條件下大；
d．化學(xué)平衡常數(shù)只隨溫度變化；
e．反應(yīng)是之比等于化學(xué)方程式計量數(shù)之比，為正反應(yīng)速率之比，v_正（NO）=2v_逆（N₂）說明氮氣正逆反應(yīng)速率相同；
（3）化學(xué)反應(yīng)速率隨溫度升高增大，NO的轉(zhuǎn)化率隨溫度升高增大，到B點后減小，說明反應(yīng)是放熱反應(yīng)平衡逆向進行，平衡常數(shù)減小；
（4）相同溫度下等濃度的NH₄NO₃和NH₄NO₂兩份溶液，測得NH₄NO₂溶液中c（NH₄⁺）較小是因為NO₂^-是弱酸陰離子水解顯堿性，銨根離子水解顯酸性，二者水解相互促進；硝酸銨溶液中銨根離子水解顯酸性，依據(jù)水解平衡常數(shù)表達式，分子和分母都乘以氫離子濃度得到水解平衡常數(shù)Kh=$\frac{Kw}{Ka}$；

解答 解：（1）①2CO（g）+2NO（g）?2CO₂（g）+N₂（g）△H=-748kJ•mol^-1
②2CO（g）+O₂（g）═2CO₂（g）△H₂=-565kJ•mol^-1
在一定條件下N₂和O₂會轉(zhuǎn)化為NO氣體，反應(yīng)的熱化學(xué)方程式依據(jù)蓋斯定律計算②-①得到：N₂（g）+O₂（g）═2NO（g）△H=+183KJ/mol，
故答案為：N₂（g）+O₂（g）═2NO（g）△H=+183KJ/mol；
（2）結(jié)合化學(xué)平衡三段式列式計算，測得10min內(nèi)v（NO）=7.5×10^-3mol•L^-1•min^-1，反應(yīng)消耗物質(zhì)的量=
7.5×10^-3mol•L^-1•min^-1×10min×2L=0.15mol
             2CO（g）+2NO（g）?2CO₂（g）+N₂（g）
起始量（mol） 0.4      0.2       0       0
變化量（mol） 0.15     0.15     0.15    0.075
平衡量（mol） 0.25     0.05      0.15   0.075
反應(yīng)是氣體體積減小的放熱反應(yīng)，依據(jù)化學(xué)平衡移動原理和影響因素分析判斷，
a．改變壓強的同時改變溫度或濃度，平衡可能逆向進行，反應(yīng)是氣體體積減小的反應(yīng)，所以是其他條件不變時增大壓強，平衡一定向右移動，故a錯誤；
b．反應(yīng)是放熱反應(yīng)，其它條件不變，升高溫度，平衡向吸熱反應(yīng)方向進行，即逆向進行，但化學(xué)反應(yīng)速率一定增大，故b正確；
c．其它條件不變，若改為在恒壓容器中進行，恒壓容器中隨反應(yīng)進行壓強比恒容容器中大，平衡正向進行，CO的平衡轉(zhuǎn)化率比恒容條件下大，故c正確；
d．化學(xué)平衡常數(shù)只隨溫度變化，不隨濃度變化，故d錯誤；
e．反應(yīng)是之比等于化學(xué)方程式計量數(shù)之比，為正反應(yīng)速率之比，v_正（NO）=2v_逆（N₂）說明氮氣正逆反應(yīng)速率相同，反應(yīng)是破壞狀態(tài)，故e正確；
故答案為：bce；
（3）化學(xué)反應(yīng)速率隨溫度升高增大，則V_A＜V_B，NO的轉(zhuǎn)化率隨溫度升高增大，到B點后減小，說明反應(yīng)是放熱反應(yīng)平衡逆向進行，平衡常數(shù)減�。�
故答案為：＞，A；
（4）相同溫度下等濃度的NH₄NO₃和NH₄NO₂兩份溶液，測得NH₄NO₂溶液中c（NH₄⁺）較小，是因為NO₂^-是弱酸陰離子水解顯堿性，銨根離子水解顯酸性，二者水解相互促進；硝酸銨溶液中銨根離子水解顯酸性，溶液中離子濃度大小為：c（NO₃^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；
依據(jù)NO₂^-+H₂O?HNO₂+OH^-，水解平衡常數(shù)表達式Kh=$\frac{c（O{H}^{-}）c（HN{O}_{2}）}{c（N{{O}_{2}}^{-}）}$，分子和分母都乘以氫離子濃度得到水解平衡常數(shù)Kh=$\frac{c（O{H}^{-}）c（HN{O}_{2}）}{c（N{{O}_{2}}^{-}）}$×$\frac{c（{H}^{+}）}{c（{H}^{+}）}$=$\frac{Kw}{Ka}$=$\frac{1{0}^{-14}}{7.1×1{0}^{-4}}$=1.4×10^-11；
故答案為：NO₂^-水解顯堿性，對銨根離子水解起到促進作用，c（NO₃^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；1.4×10^-11．

點評 本題考查了熱化學(xué)方程式書寫方法，化學(xué)平衡影響因素分析判斷，平衡常數(shù)、反應(yīng)速率概念的計算應(yīng)用，注意鹽類水解和弱電解質(zhì)電離平衡的計算分析，掌握基礎(chǔ)是解題關(guān)鍵，題目難度中等．