Question

【題目】工業(yè)燃燒煤、石油等化石燃料釋放出大量氮氧化物(NOx)、CO2、SO2等氣體，嚴重污染空氣。對廢氣進行脫硝、脫碳和脫硫處理可實現(xiàn)綠色環(huán)保、廢物利用。

Ⅰ.脫硝：

已知：H2的燃燒熱為285.8kJ·mol-1

N2(g)+2O2(g)＝2NO2(g)ΔH＝+133kJ·mol-1

H2O(g)＝H2O(l) ΔH＝-44kJ·mol-1

催化劑存在下，H2還原NO2生成水蒸氣和其他無毒物質的熱化學方程式為：____________。

Ⅱ.脫碳：

(1)向2L密閉容器中加入2molCO2和6molH2，在適當?shù)拇呋瘎┳饔孟�，發(fā)生反應：

CO2(g)+3H2(g)CH3OH(l)+H2O(l)

①該反應自發(fā)進行的條件是_____________(填“低溫”、“高溫”或“任意溫度”)

②下列敘述能說明此反應達到平衡狀態(tài)的是____________。(填字母)

a.混合氣體的平均式量保持不變 b.CO2和H2的體積分數(shù)保持不變

c.CO2和H2的轉化率相等 d.混合氣體的密度保持不變

e.1molCO2生成的同時有3mol H—H鍵斷裂

③CO2的濃度隨時間（0～t2）變化如下圖所示，在t2時將容器容積縮小一倍，t3時達到平衡，t4時降低溫度，t5時達到平衡，請畫出t2～t6 CO2濃度隨時間的變化。_____________

⑵改變溫度，使反應CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g) ΔH﹤0中的所有物質都為氣態(tài)。起始溫度、體積相同（T1℃、2L密閉容器）。反應過程中部分數(shù)據(jù)見下表：

	反應時間	CO2(mol)	H2(mol)	CH3OH(mol)	H2O(mol)
反應Ⅰ：恒溫恒容	0min	2	6	0	0
	10min		4.5
	20min	1
	30min			1
反應Ⅱ：絕熱恒容	0min	0	0	2	2

①達到平衡時，反應Ⅰ、Ⅱ對比：平衡常數(shù)K(I)______K(II)（填“﹥”“﹤”或“＝”下同）；平衡時CH3OH的濃度c(I)____ c(II)。

②對反應Ⅰ，前10min內(nèi)的平均反應速率v(CH3OH)＝_______。在其他條件不變的情況下，若30min時只改變溫度T2℃，此時H2的物質的量為3.2mol，則T1___T2(填“>”、“<”或“=”)。若30min時只向容器中再充入1molCO2(g)和1molH2O(g)，則平衡_____移動(填“正向”“逆向”或“不”)。

⑶利用人工光合作用可將CO2轉化為甲酸，反應原理為2CO2+2H2O=2HCOOH+O2,

裝置如圖所示：

①電極2的電極反應式是____________；

②在標準狀況下，當電極2室有11.2L CO2反應。 理論上電極1室液體質量_____(填“增加”或“減少”______g。

Answer 1

【答案】 4H2(g)+2NO2(g)＝N2(g)+4H2O(g) △H＝-1100.2kJ·mol-1 低溫 d e < < 0.025 mol·L-1 ·min-1 < 不 CO2+2H++2e-=HCOOH 減少 9

【解析】本題考查化學平衡狀態(tài)的判斷，蓋斯定律的應用，平衡移動的應用，燃料電池的應用，電極式的書寫。

I、根據(jù)氫氣的熱值可書寫氫氣的熱化學方程式是2H2(g)+ O2（g）＝H2O（l) △H＝-142.9×4kJ/mol=-571.6kJ/mol，根據(jù)蓋斯定律，將已知熱化學方程式中的氧氣與液態(tài)水消去得到H2還原NO2生成水蒸氣和氮氣的熱化學方程式，為4H2（g）+2NO2（g）＝N2（g）+4H2O（g）△H＝-1100.2kJ·mol-1；

II、（1）①該反應的△S<0，所以若反應自發(fā)進行，則△H<0，因此反應自發(fā)進行的條件是低溫自發(fā)；

② a、該體系中的氣體只有二氧化碳和氫氣，且二者的起始物質的量之比等于化學方程式中的化學計量數(shù)之比，所以混合氣體的平均式量始終不變，不能判斷為平衡狀態(tài)，錯誤；

b、二氧化碳與氫氣始終是1：3的關系，所以CO2和H2的體積分數(shù)保持不變的狀態(tài)不是平衡狀態(tài)，錯誤；

c、二氧化碳與氫氣的起始物質的量之比等于化學方程式中的化學計量數(shù)之比，所以二者的轉化率一定相等，與是否達到平衡狀態(tài)無關，錯誤；

d 、因為該體系中有液體參加，所以氣體的質量在逐漸減少，則氣體的密度減小，達平衡時，保持不變，正確；

e、1mol CO2生成的同時有3mol H-H鍵斷裂，符合正逆反應速率相等，是平衡狀態(tài)，答案選de；

③在t2時將容器容積縮小一倍，二氧化碳的濃度瞬間增大到1mol/L，則壓強增大，平衡正向移動， t3時達到平衡，達到的平衡與原平衡相同，濃度仍是0.5mol/L；該反應是放熱反應，t4時降低溫度，則平衡正向移動，t5時達到平衡，則二氧化碳的濃度將小于0.5mol/L，對應的圖像為。

（2）①因為生成甲醇的反應是放熱反應，而反應II是從逆反應開始的，所以反應吸熱，所以絕熱容器的溫度要低于恒溫容器，即反應I溫度高于反應II，溫度升高，放熱反應的平衡常數(shù)減小，則K(I)<K(II)；二者都是恒容條件，若是恒溫恒容，二者達到的平衡是等效平衡，甲醇的濃度相同，而反應I溫度高于反應II，所以反應II需再降低溫度，而溫度降低，平衡正向移動，則甲醇的濃度增大，平衡時CH3OH的濃度c(I)<c(II)；

②對反應I，前10min內(nèi)氫氣的物質的量減少6-4.5=1.5mol，則甲醇的物質的量增加0.5mol，所以前10min內(nèi)平均反應速率v(CH3OH)＝0.5mol/2L/10min="0.025mol" ·L-1·min-1；30min時是平衡狀態(tài)，生成甲醇1mol，則消耗氫氣3mol，平衡氫氣的物質的量是3mol，而改變溫度后氫氣的物質的量變?yōu)?/span>3.2mol，物質的量增大，說明平衡逆向移動，因為該反應是放熱反應，所以升高溫度，平衡逆向移動，則T1<T2；若30min時只向容器中再充入1 mol CO2(g)和1 mol H2O(g)，根據(jù)表中數(shù)據(jù)計算該溫度下的平衡常數(shù)為K=1/6.75，此時Qc=1/6.75=K，所以平衡不移動。

（3）離子交換膜為質子膜，則電解質溶液呈酸性，根據(jù)總的電池反應為2H2O + 2CO2 ═ 2HCOOH + O2可知，該反應中C元素化合價由+4價變?yōu)?/span>+2價，O元素化合價由-2價變?yōu)?/span>0價，所以1是負極、2是正極，（也可根據(jù)裝置圖中電子的流向判斷1是負極、2是正極），負極上水失電子生成氫離子和氧氣，判斷電極1電極反應：2H2O-4e-═ O2+4H+，酸性增強，H+通過質子膜進入到電極2區(qū)域；電極2通入二氧化碳，酸性條件下生成HCOOH，電極反應：CO2+2H++2e-═HCOOH，酸性減弱， 從總反應看，每消耗1molCO2，就會消耗1molH2O，現(xiàn)有標準狀況下， 11.2L CO2即0.5mol反應，那就會消耗0.5molH2O即9g。