Question

7．近年來霧霾天氣多次肆虐我國中東部地區(qū)，其中汽車尾氣和燃煤尾氣是造成空氣污染的原因之一．有效控制空氣中氮氧化物、碳氧化物和硫氧化物顯得尤為重要．
（1）在汽車排氣管內安裝催化轉化器，可將汽車尾氣中主要污染物轉化為無毒的大氣循環(huán)物質．主要原理為：2NO（g）+2CO（g）?_加熱^催化劑2CO₂（g）+N₂（g）．
①該反應的平衡常數表達式為$K=\frac{c（{N}_{2}）{c}^{2}（C{O}_{2}）}{{c}^{2}（CO）{c}^{2}（NO）}$．
②在密閉容器中發(fā)生該反應時，c（CO₂）隨溫度（T）和時間（t）的變化曲線如圖1所示．據此判斷該反應的△H＜ 0（填“＞”或“＜”），在T₁溫度下，0〜2s內N₂的平均反應速率v（N₂）=0.05mol/（L•s）．

③將0.2mol NO和0.1mol CO充入一個容積為1L的密閉容器中，反應過程中物質濃度變化如圖2所示．第12min時改變的反應條件可能為D．
A．升高溫度B．加入NO       C．加催化劑      D．降低溫度
（2）工業(yè)上常采用“低溫臭氧氧化脫硫脫硝”技術來同時吸收氮的氧化物（NOx））和SO2氣體，在此過程中還獲得了（NH₄）₂SO₄的稀溶液．
①在（NH₄）₂SO₄溶液中，水的電離程度受到了促進 （填“促進”、“抑制”或“沒有影響）”
②若往（NH₄）₂SO₄溶液中加入少量稀鹽酸，則$\frac{c（N{H}_{4}^{+}）}{c（S{{O}_{4}^{2-}}^{\;}）}$值將變大  （填“變大”、“變小”或“不變”）．
（3）直接排放煤燃燒產生的煙氣會引起嚴重的環(huán)境問題．
①煤燃燒產生的煙氣中含有氮的氧化物，用CH₄催化還原NO_x可消除氮氧化物的污染．
已知：CH₄（g）+2NO₂（g）═N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-867.0KJ•mol^-1
2NO₂（g）?N₂O₄（g）△H=-56.9KJ•mol^-1
則CH₄催化還原N₂O₄（g）生成N₂和H₂O（g）的熱化學方程式為CH₄（g）+N₂O₄（g）=N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-810.1kJ/mol．
②將燃煤產生的二氧化碳回收利用，可達到低碳排放的目的．圖3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．電極b作正 極，表面發(fā)生的電極反應式為CO₂+2e^-+2H⁺=HCOOH．

Answer 1

分析 （1）①反應的主要原理為：2NO（g）+2CO（g）?_加熱^催化劑2CO₂（g）+N₂（g），均為氣體參與的反應，據此寫出反應的平衡常數的表達式；
②密閉容器中發(fā)生發(fā)生反應：2NO（g）+2CO（g）?_加熱^催化劑2CO₂（g）+N₂（g），根據圖象判斷，溫度升高，化學反應速率加快，反應先出現平衡，則溫度T₁＞T₂，溫度升高，平衡時CO₂的濃度降低，表明平衡向逆反應方向移動，正反應為放熱反應，根據化學反應的平均速率公式$\overline{r}（C{O}_{2}）=\frac{△c（C{O}_{2}）}{△t}$計算CO₂的反應平均速率，由化學反應速率之比等于化學計量數之比計算N₂的平均反應速率；
③將0.2mol NO和0.1mol CO充入一個容積為1L的密閉容器中，反應先建立平衡，到達12min時，改變條件，破壞原化學平衡，根據圖象分析，此時NO，CO的濃度下降，N₂濃度上升，據此逐項分析判斷；
（2）①在（NH₄）₂SO₄溶液中，NH₄⁺水解使溶液顯堿性，鹽類水解可以促進水的電離；
②若往（NH₄）₂SO₄溶液中加入少量稀鹽酸，可以抑制鹽類水解，使水解平衡向逆反應方向移動；
（3）①CH₄催化還原N₂O₄（g）生成N₂和H₂O（g）的化學方程式為：CH₄（g）+N₂O₄（g）=N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g），該反應可由已知熱效應的化學反應方程式推導，根據蓋斯定律計算該反應的焓變；
②以CO₂和H₂O為原料制備HCOOH和O₂，根據原理圖分析，電極b處CO₂轉化為HCOOH，該過程中C的化合價降低，得到電子，做原電池的正極，同時得到H⁺參加反應，據此寫出電極反應式．

解答 解：（1）①反應的主要原理為：2NO（g）+2CO（g）?_加熱^催化劑2CO₂（g）+N₂（g），均為氣體參與的反應，則反應的平衡常數表達式為：$K=\frac{c（{N}_{2}）{c}^{2}（C{O}_{2}）}{{c}^{2}（CO）{c}^{2}（NO）}$，
故答案為：$K=\frac{c（{N}_{2}）{c}^{2}（C{O}_{2}）}{{c}^{2}（CO）{c}^{2}（NO）}$；
②密閉容器中發(fā)生發(fā)生反應：2NO（g）+2CO（g）?_加熱^催化劑2CO₂（g）+N₂（g），根據圖象判斷，溫度升高，化學反應速率加快，反應先出現平衡，則溫度T₁＞T₂，溫度升高，平衡時CO₂的濃度降低，表明平衡向逆反應方向移動，正反應為放熱反應，則該反應的△H＜0，
在T₁溫度下，0〜2s內，反應經歷的時間△t=2s，根據圖象，過程中CO₂的濃度改變量為△c（CO₂）=0.2mol/L，則CO₂的化學反應平均速率為$\overline{r}（C{O}_{2}）=\frac{△c（C{O}_{2}）}{△t}$=$\frac{0.2mol/L}{2s}$=0.1mol/（L•s），由化學反應速率之比等于化學計量數之比，則v（N₂）=$\frac{1}{2}\overline{r}（C{O}_{2}）$=0.05mol/（L•s），
故答案為：＜；0.05mol/（L•s）；
③將0.2mol NO和0.1mol CO充入一個容積為1L的密閉容器中，反應先建立平衡，到達12min時，改變條件，破壞原化學平衡，根據圖象分析，此時NO，CO的濃度下降，N₂濃度上升，反應為放熱反應，且是一個氣體分子數減少的反應，降低溫度，增大壓強，均有利于化學平衡向正反應方向移動，
A．升高溫度，則化學平衡向逆反應方向移動，NO和CO的濃度會上升，與圖象不符，故A錯誤；
B．加入NO，則NO的濃度會增加，不是與之前的濃度相連，與圖象不符合，故B錯誤；
C．催化劑只能加快反應速率，并不能改變化學平衡，故C錯誤；
D．降低溫度，化學平衡向正反應方向移動，與圖象符合，故D正確，
故答案為：D；
（2）①在（NH₄）₂SO₄溶液中，NH₄⁺水解使溶液顯堿性，鹽類水解可以促進水的電離，
故答案為：促進；
②若往（NH₄）₂SO₄溶液中加入少量稀鹽酸，可以抑制鹽類水解，使水解平衡向逆反應方向移動，溶液中相對而言，c（NH₄⁺）增大，則$\frac{c（N{H}_{4}^{+}）}{c（S{O}_{4}^{2-}）}$增大，
故答案為：變大；
（3）①已知：①CH₄（g）+2NO₂（g）═N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H₁=-867.0kJ/mol，
                      ②2NO₂（g）?N₂O₄（g）△H₂=-56.9kJ/mol，
CH₄催化還原N₂O₄（g）生成N₂和H₂O（g）的化學方程式為：CH₄（g）+N₂O₄（g）=N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g），該反應可由①-②得到，根據蓋斯定律，該反應的焓變△H=△H₁-△H₂=-867.0-（-56.9）=-810.1kJ/mol，
故答案為：CH₄（g）+N₂O₄（g）=N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-810.1kJ/mol；
②以CO₂和H₂O為原料制備HCOOH和O₂，根據原理圖分析，電極b處CO₂轉化為HCOOH，該過程中C的化合價降低，得到電子，做原電池的正極，同時得到H⁺參加反應，則表面發(fā)生的電極反應式為CO₂+2e^-+2H⁺=HCOOH，
故答案為：正；CO₂+2e^-+2H⁺=HCOOH．

點評 本題主要考查化學原理部分知識，包含化學平衡常數表達式的書寫，化學平衡的移動，化學反應速率的計算，鹽類水解知識，熱化學方程式的書寫，蓋斯定律的應用，電化學原理，電極反應式的書寫，題目難度中等，考察綜合能力，為高頻考點．