Question

【題目】(1)在微生物作用的條件下，NH4+經(jīng)過兩步反應被氧化成NO3-。兩步反應的能量變化示意圖如下：

1 mol NH4+(aq)全部氧化成NO3-(aq)的熱化學方程式是___________________。

(2)工業(yè)上常用CO和H2合成甲醇，反應方程式為：CO(g) ＋2H2(g)CH3OH (g)　ΔH，在T1時，體積為2 L的恒容容器中充入物質的量之和為3 mol的H2和CO，達到平衡時CH3OH的體積分數(shù)(V %)與n(H2)/n(CO)的關系如圖1所示。

①當起始n(H2)/n(CO)＝2，經(jīng)過5 min達到平衡，此時容器的壓強是初始壓強的0.7倍，則0～5 min內(nèi)平均反應速率v(H2)＝________。若此時再向容器中加入0.15 mol CO (g)和0.05 mol CH3OH(g)，達新平衡時H2的轉化率將________(填“增大”“減小”或“不變”)。

②當起始n(H2)/n(CO)＝3.5時，達到平衡狀態(tài)后，CH3OH的體積分數(shù)可能是圖像中的____點(填“D”“E”或“F”)。

③由圖2可知該反應的ΔH________0(填“>”“<”或“＝”)，理由是______________；當壓強為p2時，在y點：v正________v逆(填“>”“<”或“＝”)。

Answer 1

【答案】NH4+（aq）+2O2（g）═2H+（aq）+H2O（l）+NO3-（aq），△H=-346 kJ/mol 0.09mol/(L.min) 增大 F > 溫度升高，一氧化碳的轉化率增大，平衡正向進行 >

【解析】

（1）結合圖象根據(jù)蓋斯定律來計算反應的焓變；

（2）①由CO與氫氣總物質的量n(H2)/n(CO)＝2

可以計算CO與氫氣各自的物質的量，利用三段式計算平衡時各組分物質的量、各組分物質的量變化量，根據(jù)v=c÷t，計算v（H2）；

先計算該溫度下平衡常數(shù)K，再計算濃度商Qc，與平衡常數(shù)K相比判斷反應進行分析，可以確定氫氣轉化率變化；

②混合比例等于化學計量數(shù)之比時，平衡時生成物的含量最大；

（1）第一步的熱化學方程式為NH4+（aq）+1.5O2（g）═NO2-（aq）+2H+（aq）+H2O（l），△H=-273KJ/mol，

第二步的熱化學方程式為：NO2-（aq）+0.5O2（g）═NO3-（aq），△H=-73KJ/mol，

根據(jù)蓋斯定律則NH4+（aq）+2O2（g）═2H+（aq）+H2O（l）+NO3-（aq），△H=-346 kJ/mol，
故答案為：NH4+（aq）+2O2（g）═2H+（aq）+H2O（l）+NO3-（aq），△H=-346 kJ/mol；

(2)①H2和CO總共為3mol,且起始n(H2)/n(CO)=2,可知H2為2mol、CO為1mol，5min達到平衡時此時容器的壓強是初始壓強的0.7倍，則設消耗的一氧化碳為xmol：

CO(g) ＋2H2(g)CH3OH (g)

起始(mol): 1 2 0

變化(mol): x 2x x

平衡(mol): 1-x 2-2x x

(1-x+2-2x+ x)÷3=0.7 解得：x=0.45

容器的容積為2L,則v(H2)=0.9mol÷2L÷5min=0.09mol/(L.min)，

該溫度下平衡常數(shù)K=0.225÷(0.275×(0.55)2),此時再向容器中0.15 mol CO (g)和0.05 mol CH3OH(g)，此時濃度商Qc=0.25÷(0.35×(0.55)2)<K=0.225÷(0.275×(0.55)2)，反應向正反應進行，達新平衡時H2的轉化率將增大，

故答案為：0.09mol/(L.min)；增大；

②混合比例等于化學計量數(shù)之比時,平衡時生成物的含量最大,故當n(H2)/n(CO)＝3.5時,達到平衡狀態(tài)后,CH3OH的體積分數(shù)小于C點，故選F，

故答案為：F；

③由圖2可知，在等壓線下隨著溫度的升高，一氧化碳的轉化率增大，即是隨著溫度的升高反應正向進行，故正反應是吸熱反應，ΔH>0，當壓強為p2時，在y點未處于平衡狀態(tài)，該壓強和該溫度下要處于平衡狀態(tài)，一氧化碳的轉化率要增大，即向正反應方向進行，故v正>v逆

故答案為：>；溫度升高，一氧化碳的轉化率增大，平衡正向進行；>。