题目内容

【题目】100℃时,将0.100molN2O4气体充入1L抽空密闭容器中,发生反应:N2O4g2NO2.现在隔一定时间对该容器内的物质进行分析,得到如下表格:

t/s

c/molL1

0

20

40

60

80

100

cN2O4/molL1

0.100

c1

0.050

c3

a

b

cNO2/molL1

0

0.060

c2

0.120

0.120

0.120

试回答下列问题:

1)达到平衡时N2O4的转化率为_____%,表中c2_____c3a_____b(后两空选填>、<、=)

220 sN2O4的浓度c1_____mol/L020sN2O4的平均反应速率为_____mol/(Ls)

3)若其他反应条件以及初始物质物质的量不变,将反应的温度降低到80℃时,达到平衡时NO2的物质的量为0.100 mol,那么正反应是_____反应(选填吸热或放热)

4)若在相同初始情况下最初向该容器充入的是二氧化氮气体,要达到上述同样的平衡状态,二氧化氮的起始浓度为_____mol/L

【答案】60 0.07mol/L 0.0015 吸热 0.20mol/L

【解析】

1)由表可知,60s时反应达平衡,根据方程式计算cN2O4),根据转化率计算平衡时N2O4的转化率;根据方程式计算,计算c2c3,据此解答;60s后反应达平衡,反应混合物各组分的浓度不变;
2)由cNO2),根据方程式计算cN2O4),20s的四氧化二氮的浓度=起始浓度-cN2O4);
根据v=计算vN2O4);
380℃时,达到平衡时NO2的物质的量为0.100mol,说明降低温度后平衡向着逆向移动,据此判断反应热;
4)达到上述同样的平衡状态,说明两个平衡为等效平衡,按化学计量数换算到N2O4一边,满足c(N2O4)0.100mol/L

1)由表可知,60s时反应达平衡,c(NO2)0.120mol/L,根据反应N2O42NO2可知,平衡时消耗二氧化氮的浓度为:c(N2O4)0.120mol/L×0.06mol/L,则平衡时N2O4的转化率为:60%;达到平衡时各组分的浓度不再变化,则c3ab0.1mol/L0.06mol/L0.04mol/L;由表可知,40s时,c(N2O4)0.050mol/LN2O4的浓度变化为:(0.10.05mol/L0.05mol/L,则c20.05mol/L×20.10mol/L,所以c2c3,故答案为:60;>;=;

2)由表可知,20s时,cNO2)=0.060mol/L,则反应消耗 N2O4的浓度0.030mol/L,则20s的四氧化二氮的浓度c10.1mol/L0.03mol/L0.07mol/L;在0s20s内四氧化二氮的平均反应速率为vN2O4)=0.0015mol(Ls)1

故答案为:0.07mol/L0.0015

3)若其他反应条件以及初始物质物质的量不变,将反应的温度降低到80℃时,达到平衡时NO2的物质的量为0.100 mol0.120 mol/L,说明降低温度后平衡向着放热的逆向移动,则逆向为放热反应,故正反应为吸热反应,故答案为:吸热;

4)达到上述同样的平衡状态,为等效平衡,按化学计量数换算到N2O4一边,满足c(N2O4)0.100mol/L即可,根据反应N2O4 2 NO2可知二氧化氮的浓度应该为:c(NO2)2c(N2O4)0.1mol/L×20.20 mol/L,故答案为:0.20 mol/L

练习册系列答案
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已知:还原焙烧主反应为2MnO2C2MnOCO2

可能用到的数据如下:

根据要求回答下列问题:

(1)在实验室进行步骤A,混合物应放在__________中加热。

(2)步骤E中调节pH的范围为____________,其目的是______________________________

(3)步骤G,温度控制在35℃以下的原因是____________________________________,若Mn2+恰好沉淀完全(当离子浓度≦10-5mol/L认为该离子沉淀完全)时测得溶液中的浓度为2.2×106mol/L,则Ksp(MnCO3)____________

(4)步骤D中氧化剂与还原剂的物质的量之比为__________;步骤C中的滤渣为__________

(5)生成的MnCO3沉淀需经充分洗涤,检验洗涤是否干净的方法是_____________________

(6)现用滴定法测定产品中锰元素的含量。实验步骤:称取3.300 g试样,向其中加入稍过量的磷酸和硝酸,加热使产品中MnCO3完全转化为[Mn(PO4)2]3(其中完全转化为);加入稍过量的硫酸铵,发生反应NO2-N22H2O以除去;加入稀硫酸酸化,再加入60.00 mL 0.500 mol·L1硫酸亚铁铵溶液,发生的反应为[Mn(PO4)2]3Fe2Mn2Fe32;用5.00 mL 0.500 mol·L1酸性K2Cr2O7溶液恰好除去过量的Fe2

①酸性K2Cr2O7溶液与Fe2+反应的离子方程式为_____________________________________

②试样中锰元素的质量分数为____________

【题目】实验小组制备高铁酸钾(K2FeO4)并探究其性质。

资料:K2FeO4为紫色固体,微溶于KOH溶液;具有强氧化性,在酸性或中性溶液中快速产生O2,在碱性溶液中较稳定。

制备K2FeO4(夹持装置略)

1A为氯气发生装置,A中反应离子方程式是:___

2)将除杂装置B补充完整并标明所用试剂。___

3C中得到紫色固体和溶液。CCl2发生的反应有:3Cl2+2Fe(OH)3+10KOH→2K2FeO4+6KCl+8H2O,另外还有:___

4)已知Cl2KOH在较高温度下反应生成KClO3。为了保证生产KClO,在不改变KOH溶液的浓度和体积的条件下,控制反应在0~5℃进行,实验中可采取的措施是:_____

探究K2FeO4的性质

5)高铁酸钾常用于工业废水与城市生活污水的处理,可用作高效水处理剂,表现在水中与污染物作用的过程中,经过一系列反应,由六价降至三价后,能对水产生净化作用的原因是(结合离子方程式回答):____

6)取C中紫色溶液,加入稀硫酸,产生黄绿色气体,得溶液a,经检验气体中含有Cl2,为证明是否K2FeO4氧化了Cl-而产生Cl2,设计以下方案:

方案I

取少量a,滴加KSCN溶液至过量,溶液呈红色

方案II

KOH溶液充分洗涤C中所得固体,再用KOH溶液将K2FeO4溶出,得到紫色溶液b,取少量b,滴加盐酸,有Cl2产生

i.由方案I中溶液变红可知a中含有__离子,但该离子的产生不能判断一定K2FeO4Cl-氧化,还可能由___产生(用离子方程式表示)。

ii.方案II可证明K2FeO4氧化了Cl-

7)用KOH溶液洗涤的目的是___

8)根据K2FeO4的制备实验得出:氧化性Cl2__FeO42-(填),而方案II实验表明,Cl2FeO42-的氧化性强弱关系相反,原因是___

9)资料表明,酸性溶液中的氧化性FeO42-MnO42-,验证实验如下:

将溶液b滴入MnSO4和足量H2SO4的混合溶液中,振荡后溶液呈浅紫色,该现象能否证明氧化性FeO42-MnO42-,若能,请说明理由;若不能,进一步设计实验方案,理由或方案:__

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