Question

6．氮氧化物（NO_x）、SO₂和CO₂等氣體會造成環(huán)境問題．對燃煤廢氣進行化學方法處理，可實現(xiàn)綠色環(huán)保、節(jié)能減排、廢物利用等目的．
（1）利用甲烷催化還原NO_x：
CH₄（g）+4NO₂（g）═4NO（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H₁=-572kJ•mol^-1
CH₄（g）+4NO（g）═2N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H₂=-1160kJ•mol^-1
H₂O（l）═H₂O（g）△H₂=+44kJ•mol^-1
寫出甲烷將NO₂還原為N₂并生成液態(tài)水時的熱化學方程式CH₄（g）+2NO₂（g）=N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（l）△H=-954kJ•mol^-1．
（2）工業(yè)上利用CO₂生成甲醇燃料，反應為：
CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）△H=-49.0kJ•mol^-1
將6molCO₂和8molH₂充入容器為2L的密閉容器中（溫度不變），H₂的物質(zhì)的量隨時間變化如圖實線所示（圖中字母后的數(shù)字表示對應坐標）．
①該反應在0～8min內(nèi)CO₂的平均反應速率為0.125mol•L^-1•min^-1．
②列式計算此溫度下該反應的平衡常數(shù)K=$\frac{1×1}{2×1^3}$=0.5．
③第12min后，保持溫度不變，向該密閉容器中再充入1molCO₂（g）和3molH₂O（g），則v_正小于v_逆（填“大于”、“小于”或“等于”）．
④僅改變某一條件再進行實驗，測得H₂物質(zhì)的量變化如虛線所示．與實線相比，曲線Ⅰ改變的條件可能是升溫，曲線Ⅱ改變的條件可能是加壓．
（3）采用如圖2裝置將SO₂轉(zhuǎn)化為重要化工原料．若A為SO₂，B為O₂，則A為負極，該極電極反應式為SO₂-2e^-+2H₂O=4H⁺+SO₄^2-．
（4）常溫下，K_sp（BaCO₃）=2.5×10^-9，K_sp（BaSO₄）=1.0×10^-10，欲用1LNa₂CO₃溶液將0.01molBaSO₄轉(zhuǎn)化為BaCO₃，則c（Na₂CO₃）≥0.26mol/L．

Answer 1

分析 （1）已知：①CH₄（g）+4NO₂（g）═4NO（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H₁=-572kJ•mol^-1
②CH₄（g）+4NO（g）═2N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H₂=-1160kJ•mol^-1
③H₂O（l）═H₂O（g）△H₂=+44kJ•mol^-1，
根據(jù)蓋斯定律：（①+②）÷2-③×2可得CH₄（g）+2NO₂（g）=N₂ （g）+CO₂（g）+2H₂O（l），據(jù)此計算；
（2）①從圖象可知0～8min內(nèi)H₂的物質(zhì)的量反應了6mol，根據(jù)方程式，則0～8min內(nèi)CO₂的物質(zhì)的量變化為2mol，再由v=$\frac{△c}{△t}$計算；
②從圖象可知反應在8min平衡，將6molCO₂和8molH₂充入容器為2L的密閉容器，列三段式：
                         CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）
起始（mol/L）：3               4              0                     0        
轉(zhuǎn)化（mol/L）：1              3               1                     1
平衡（mol/L）：2               1                1                      1
根據(jù)化學平衡常數(shù)概念列式計算；
③計算向該密閉容器中再充入1molCO₂（g）和3molH₂O（g）的Qc，溫度不變，K不變，與K比較，可得；
④曲線Ⅰ反應速率加快，平衡后的氫氣比原平衡含量高，說明反應逆向移動，曲線Ⅱ反應速率加快，平衡時氫氣含量降低，說明反應正向移動，結(jié)合影響化學平衡的因素分析可得；
（3）二氧化硫失電子和水反應生成硫酸根離子和氫離子，發(fā)生氧化反應，作負極；
（4）用1LNa₂CO₃溶液將0.01molBaSO₄發(fā)生反應為：CO₃^2-+BaSO₄?BaCO₃+SO₄^2-，計算該反應的平衡常數(shù)K，0.01molBaSO₄完全溶解生成n（SO₄^2-）=0.01mol，c（SO₄^2-）=0.01mol/L，結(jié)合溶解平衡表達式計算出碳酸鈉的濃度．

解答 解：（1）已知：①CH₄（g）+4NO₂（g）═4NO（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H₁=-572kJ•mol^-1
②CH₄（g）+4NO（g）═2N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H₂=-1160kJ•mol^-1
③H₂O（l）═H₂O（g）△H₂=+44kJ•mol^-1，
根據(jù)蓋斯定律：（①+②）÷2-③×2可得CH₄（g）+2NO₂（g）=N₂ （g）+CO₂（g）+2H₂O（l）△H=-954kJ•mol^-1；
故答案為：CH₄（g）+2NO₂（g）=N₂ （g）+CO₂（g）+2H₂O（l）△H=-954kJ•mol^-1；
（2）①從圖象可知0～8min內(nèi)H₂的物質(zhì)的量反應了6mol，根據(jù)方程式，則0～8min內(nèi)CO₂的物質(zhì)的量變化為2mol，所以0～8min內(nèi)CO₂的平均反應速率為$\frac{2mol÷2l}{8min}$=0.125 mol•L^-1•min^-1；
故答案為：0.125 mol•L^-1•min^-1；
②從圖象可知反應在8min平衡，將6molCO₂和8molH₂充入容器為2L的密閉容器，列三段式：
                         CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）
起始（mol/L）：3               4              0                     0        
轉(zhuǎn)化（mol/L）：1              3               1                     1
平衡（mol/L）：2               1                1                      1
則化學平衡常數(shù)K=$\frac{1×1}{2×1^3}$=0.5；
故答案為：K=$\frac{1×1}{2×1^3}$=0.5；
③向該密閉容器中再充入1molCO₂（g）和3molH₂O（g），則此時Qc=$\frac{1.5×1}{2.5×1^3}$=0.6＞K，則反應向著逆方向進行，v_正＜v_逆；
故答案為：小于；      
④曲線Ⅰ反應速率加快，平衡后的氫氣比原平衡含量高，說明反應逆向移動，曲線Ⅱ反應速率加快，平衡時氫氣含量降低，說明反應正向移動，反應速率加快且平衡發(fā)生移動的有升溫和加壓，反應是個放熱、氣體體積減小的反應，升高溫度，平衡逆向移動，符合Ⅰ，增大壓強，平衡正向移動，符合Ⅱ；
故答案為：升溫； 加壓；
（3）二氧化硫失電子和水反應生成硫酸根離子和氫離子，發(fā)生氧化反應，作負極，電極反應式為：SO₂-2e^-+2H₂O=4H⁺+SO₄^2-；
故答案為：負；SO₂-2e^-+2H₂O=4H⁺+SO₄^2-；
（4）碳酸鈉與硫酸鋇反應轉(zhuǎn)化成碳酸鋇的反應為：CO₃^2-+BaSO₄?BaCO₃+SO₄^2-，
該反應的平衡常數(shù)為：K=$\frac{c（S{{O}_{4}}^{2-}）}{c（C{{O}_{3}}^{2-}）}$=$\frac{Ksp（BaS{O}_{4}）}{Ksp（BaC{O}_{3}）}$=$\frac{1×1{0}^{-10}}{2.5×1{0}^{-9}}$=0.04，0.01molBaSO₄完全溶解生成n（SO₄^2-）=0.01mol，c（SO₄^2-）=0.01mol/L，設至少需要的c（Na₂CO₃）為x，
             CO₃^2-+BaSO₄?BaCO₃+SO₄^2-，
起始：x                                       0
平衡：x-0.01                               0.01
則有：K=$\frac{0.01}{x-0.01}$=0.04，解得x=0.26mol/L；
故答案為：0.26 mol/L．

點評 本題考查了蓋斯定律，化學平衡的有關計算及影響化學平衡的因素，溶度積常數(shù)的應用，題目綜合性較強，要求學生對基礎知識的靈活運用，（4）題難度較大．