Question

8．今年10月中旬，霧霾天氣肆虐長春．燃煤尾氣和汽車尾氣是造成空氣污染的重要原因．
（1）汽車尾氣凈化的主要原理為2NO（g）+2CO（g）?2CO₂（g）+N₂（g）．在密閉容器中發(fā)生該反應(yīng)時(shí)，c（CO₂）隨度（T）、催化劑的表面（S）和時(shí)間（t）的變化曲線如圖所示．據(jù)此判斷：

①在T₂溫度下，0～4s內(nèi)的平均反應(yīng)速率 v（N₂）=0.0125mol/（L•s）．
②當(dāng)固體催化劑的質(zhì)量一定時(shí)，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，在圖1（見答題卡）中畫出c（CO₂）在T₁、S₂條件下達(dá)到平衡過程中的變化曲線．
③若該反應(yīng)在絕熱、恒容的密閉體系中進(jìn)行，下列示意圖正確且能說明反應(yīng)在進(jìn)行到t₁時(shí)刻達(dá)到平衡狀態(tài)的是AD．

（2）煤燃燒產(chǎn)生的煙氣中有含氮的氧化物，用CH₄催化還原NO_x可以消除氮氧化物的污染．
①已知甲烷的燃燒熱為900kJ•mol^-1；1mol水蒸氣變成液態(tài)水放熱44kJ；N₂與O₂生成NO的過程如下：

CH₄（g）+4NO（g）═2N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-622 kJ•mol^-1．
②在恒壓下，將CH₄（g）和NO₂（g）置于密閉容器中，也可以發(fā)生化學(xué)反應(yīng)：
CH₄（g）+2NO₂（g）?N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H＜0，提高NO₂轉(zhuǎn)化率的措施有AB．
A．減小投料比[n（NO₂）/n（CH₄）]B．降低溫度
C．增加原催化劑的表面積      D．增大壓強(qiáng)
（3）將燃煤產(chǎn)生的二氧化碳回收利用，可達(dá)到低碳排放的目的．如圖是通過人工光合作用，以CO₂和H₂O為原料制備HCOOH和O₂的原理示意圖．催化劑b表面發(fā)生的電極反應(yīng)式為CO₂+2H⁺+2e^-=HCOOH，已知常溫下，0.1mol/L的HCOONa溶液pH為9，則HCOOH的電離常數(shù)Ka=_10^-5_．

Answer 1

分析 （1）①根據(jù)平衡時(shí)二氧化碳的濃度判斷溫度對平衡的影響；
由圖可知，T₂溫度平衡時(shí)，二氧化碳的濃度變化量為0.1mol/L，根據(jù)v=$\frac{△c}{t}$計(jì)算v（CO₂），再根據(jù)速率之比等于化學(xué)計(jì)量數(shù)之比計(jì)算v（N₂）；
②接觸面積越大反應(yīng)速率越快，到達(dá)平衡的時(shí)間越短，催化劑的表面積S₁＞S₂，S₂條件下達(dá)到平衡所用時(shí)間更長，但催化劑不影響平衡移動(dòng)，平衡時(shí)二氧化碳的濃度與溫度T₁到達(dá)平衡時(shí)相同；
③A．到達(dá)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(jìn)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；
B．到達(dá)平衡后正、逆速率相等，不再變化；
C．t₁時(shí)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(dá)平衡后各組分的含量不發(fā)生變化；
（2）①根據(jù)圖2寫出熱化學(xué)方程式，利用甲烷燃燒熱寫出熱化學(xué)方程式，根據(jù)1mol水蒸氣變成液態(tài)水放熱44kJ寫出熱化學(xué)方程式，再利用蓋斯定律，由已知熱化學(xué)方程式乘以適當(dāng)?shù)南禂?shù)進(jìn)行加減構(gòu)造目標(biāo)熱化學(xué)方程式；
②根據(jù)化學(xué)平衡移動(dòng)影響因素判斷；
（3）由圖可知，左室投入水，生成氧氣與氫離子，催化劑a表面發(fā)生氧化反應(yīng)，為負(fù)極，右室通入二氧化碳，酸性條件下生成HCOOH；計(jì)算水解平衡常數(shù)Kh，再根據(jù)Ka=$\frac{Kw}{Kh}$計(jì)算；

解答 解：（1）①由圖可知，T₂溫度時(shí)2s到達(dá)平衡，平衡時(shí)二氧化碳的濃度變化量為0.1mol/L，故v（CO₂）=$\frac{0.1mol/L}{4s}$0.025mol/（L•s），速率之比等于化學(xué)計(jì)量數(shù)之比，故v（N₂）=0.5v（CO₂）=0.5×0.025mol/（L•s）=0.0125mol/（L•s），
故答案為：0.0125mol/（L•s）；
②接觸面積越大反應(yīng)速率越快，到達(dá)平衡的時(shí)間越短，催化劑的表面積S₁＞S₂，S₂條件下達(dá)到平衡所用時(shí)間更長，但催化劑不影響平衡移動(dòng)，平衡時(shí)二氧化碳的濃度與溫度T₁到達(dá)平衡時(shí)相同，故c（CO₂）在T₁、S₂條件下達(dá)到平衡過程中的變化曲線為：，
故答案為：；
③A．該反應(yīng)正反應(yīng)為放熱反應(yīng)，隨反應(yīng)進(jìn)行溫度升高，化學(xué)平衡常數(shù)減小，到達(dá)平衡后，溫度為定值，達(dá)最高，平衡常數(shù)不變，故A正確；
B．到達(dá)平衡后正、逆速率相等，不再變化，t₁時(shí)刻V_正最大，之后隨反應(yīng)進(jìn)行速率發(fā)生變化，未到達(dá)平衡，故B錯(cuò)誤；
C、t₁時(shí)刻后二氧化碳、NO的物質(zhì)的量發(fā)生變化，t₁時(shí)刻未到達(dá)平衡狀態(tài)，故C錯(cuò)誤；
D、NO的質(zhì)量分?jǐn)?shù)為定值，t₁時(shí)刻處于平衡狀態(tài)，故D正確，
故答案為：AD；
（2）①根據(jù)圖2，舊鍵斷裂吸收能量為：945+498=1443KJ/mol，放出能量為：2×630=1260KJ/mol，則熱化學(xué)方程式為2NO（g）=O₂（g）+N₂（g）△H=-1260+1443=183KJ/mol①；甲烷燃燒熱為900kJ/mol，可寫出熱化學(xué)方程式為CH₄（g）+2O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（l），△H=-900kJ/mol②；
H₂O（g）=H₂O（l），△H=-44kJ/mol③；由蓋斯定律可知②+①×2-③×2，可得目標(biāo)熱化學(xué)方程式，則△H=-900kJ/mol+183/mol×2-（44kJ/mol）×2=-622 kJ•mol^-1，
故答案為：-622 kJ•mol^-1；
②A．減小投料比，則相當(dāng)于增大了甲烷濃度，可提高NO₂轉(zhuǎn)化率，故A正確；
B．該反應(yīng)△H＜0，正反應(yīng)方向放熱，降低溫度向正反應(yīng)方向進(jìn)行，可提高轉(zhuǎn)化率，故B正確；
C．增加原催化劑的表面積，同時(shí)加快正逆反應(yīng)速率，化學(xué)平衡不移動(dòng)，故C錯(cuò)誤；
D．反應(yīng)前后氣體體積之和相同，增大壓強(qiáng)化學(xué)平衡不發(fā)生移動(dòng)，故D錯(cuò)誤；
故選：AB；
（3）由圖可知，左室投入水，生成氧氣與氫離子，催化劑a表面發(fā)生氧化反應(yīng)，為負(fù)極，右室通入二氧化碳，酸性條件下生成HCOOH，電極反應(yīng)式為CO₂+2H⁺+2e^-=HCOOH，常溫下，0.1mol/L的HCOONa溶液pH為9，溶液中存在HCOO^-水解HCOO^-+H₂O?HCOOH+OH^-，故K_h=$\frac{10{\;}^{-5}×10{\;}^{-5}}{0.1-10{\;}^{-5}}$=10^-9，則HCOOH的電離常數(shù)Ka=$\frac{Kw}{Kh}$=$\frac{10{\;}^{-14}}{10{\;}^{-9}}$=10^-5，
故答案為：CO₂+2H⁺+2e^-=HCOOH；10^-5；

點(diǎn)評(píng) 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、反應(yīng)熱的計(jì)算、電極反應(yīng)式、電離平衡常數(shù)的計(jì)算等，題目綜合性較大，較難，是對知識(shí)的綜合利用、注意基礎(chǔ)知識(shí)的理解掌握．