题目内容
【题目】国家实施“青山绿水工程”，大力研究脱硝和脱硫技术。
（1）H2在催化剂作用下可将NO还原为N2。如图是该反应生成1 mol水蒸气的能量变化示意图。写出该反应的热化学方程式__________。
（2）2NO(g)＋O2(g)
2NO2(g)的反应历程如下：
反应Ⅰ：2NO(g)N2O2(g)(快) ΔH1＜0，v1正＝k1正·c2(NO)、v1逆＝k1逆·c(N2O2)；
反应Ⅱ：N2O2(g)＋O2(g)2NO2(g）（慢）ΔH2＜0，v2正＝k2正·c(N2O2)·c(O2)、v2逆＝k2逆·c2(NO2)。
①一定条件下，反应2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)达到平衡状态，平衡常数K＝___________（用含k1正、k1逆、k2正、k2逆的代数式表示）。反应Ⅰ的活化能EⅠ___________（填“>”“<”或“＝”）反应Ⅱ的活化能EⅡ。
②已知反应速率常数k随温度升高而增大，则升高温度后k2正增大的倍数__________（填“大于”“小于”或“等于”）k2逆增大的倍数。
（3）我国科学家在天然气脱硫研究方面取得了新进展，利用如图装置可发生反应：H2S＋O2=H2O2＋S↓。
①装置中H＋向_______池迁移。
②乙池溶液中发生反应的离子方程式：_______。
（4）废水处理时，通H2S(或加S2－)能使某些金属离子生成极难溶的硫化物而除去。25 ℃，某废液中c(Mn2＋)＝0.02 mol·L－1，调节废液的pH使Mn2＋开始沉淀为MnS时，废液中c(H2S)＝0.1 mol·L－1，此时pH约为_______（已知：Ksp（MnS）＝5.0×10－14，H2S的电离常数：Ka1＝1.5×10－7，Ka2＝6.0×10－15，lg 6＝0.8）。
【答案】2H2(g)＋2NO(g)=N2(g)＋2H2O(g) ΔH＝2(E1－E2)kJ·mol－1 或2H2(g)＋2NO(g)=N2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－2(E2－E1)kJ·mol－1或H2(g)＋NO(g)=
N2(g)＋H2O(g) ΔH＝(E1－E2)kJ·mol－1或H2(g)＋NO(g)=N2(g)＋H2O(g) ΔH＝－(E2－E1)kJ·mol－1 
＜ 小于 甲 H2S＋I3-=3I－＋S↓＋2H＋ 5.2
【解析】
(1)根据能量变化图，反应热=正反应的活化能-逆反应的活化能，再根据热化学反应方程式的书写解答；
(2)①2NO(g)N2O2(g)①；②N2O2(g)+O2(g)2NO2(g)②，根据盖斯定律，①+②得2NO(g)+O2(g)2NO2(g)，平衡常数K=
，由反应达平衡状态，所以v1正=v1逆、v2正=v2逆，所以v1正×v2正=v1逆×v2逆；因为决定2NO(g)+O2(g)2NO2(g)速率的是反应②，所以反应①的活化能E1远小于反应②的活化能E2；
②根据应②为放热反应，温度升高平衡向着逆向移动分析；
(3)①原电池中阳离子移向正极；
②在乙池中，硫化氢失电子生成硫单质，碘单质得电子生成I－，据物质的变化确定发生的反应；
(4)当Qc=Ksp(MnS)时开始沉淀，由此求出硫离子的浓度，结合Ka1×Ka2=
=1.5×10-7×6.0×10-15=9.0×10-22计算出c(H+)，然后可计算出溶液的pH。
(1)正反应活化能为E3－E2 ，逆反应活化能为E3－E1；生成1 mol水蒸气，该反应的反应热为ΔH＝(E3－E2)－(E3－E1)＝(E1－E2)kJ·mol－1，所以该反应的热化学方程式：H2(g)＋NO(g)=
N2(g)＋H2O(g) ΔH＝(E1－E2)kJ·mol－1或为2H2(g)＋2NO(g)=N2(g)＋2H2O(g) ΔH＝2(E1－E2) kJ·mol－1；
(2)①Ⅰ：2NO(g) N2O2(g)(快)；v1正＝k1正·c2(NO)；v1逆＝k1逆·c(N2O2) ΔH1＜0；
Ⅱ：N2O2(g)＋O2(g) 2NO2(g)(慢)；v2正＝k2正·c(N2O2)·c(O2)；v2逆＝k2逆·c2(NO2) ΔH2＜0；由反应达平衡状态，所以v1正＝v1逆、v2正＝v2逆，所以v1正×v2正＝v1逆×v2逆，即k1正·c2(NO)×k2正·c(N2O2)·c(O2)＝k1逆·c(N2O2)× k2逆·c2(NO2)，则有K＝
＝
；因为决定2NO(g)＋O2(g) 2NO2(g)速率的是反应Ⅱ，所以反应Ⅰ的活化能EⅠ远小于反应Ⅱ的活化能EⅡ；
②k随温度升高而增大，则升高温度后k2正增大的倍数小于k2逆增大的倍数；
(3)①从示意图中看出，电子流向碳棒一极，该极为正极，氢离子从乙池移向甲池；
②乙池溶液中，硫化氢与I3-发生氧化还原反应：硫化氢失电子变为硫单质，I3-得电子变为I－，离子反应为H2S＋I3-=3I－＋S↓＋2H＋；
(4)25 ℃，某废液中c(Mn2＋)＝0.02 mol·L－1，调节废液的pH使Mn2＋开始沉淀为MnS时，c(S2－)＝
＝
＝2.5×10－12 mol·L－1，
＝Ka1×Ka2，c(H＋)＝
＝
＝6×10－6 mol·L－1，pH＝5.2。
【题目】25 ℃，两种酸的电离平衡常数如下表。
Ka1 | Ka2 | |
H2SO3 | 1.3×10－2 | 6.3×10－8 |
H2CO3 | 4.2×10－7 | 5.6×10－11 |
(1)HSO
的电离平衡常数表达式K＝______________________________。
(2)H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为_______________。
【题目】CO和H2被称为合成气，用合成气可以合成乙酸。回答下列问题：
(1)已知CO、H2、CH3COOH的燃烧热ΔH分别为-283.0kJ/mol、-285.8kJ/mol、-1255.0kJ/mol，则用合成气合成CH3COOH(l)的可逆过程的热化学反应方程式为___________________________________________；
(2)在密闭容器中发生合成乙酸的反应，下列可以提高CH3COOH产率的措施有________。
A．恒温恒容，通入少量氦气 B.及时分离出产物乙酸
C．加入高效催化剂 D．压缩容器体积
(3)在150℃时，2L的密闭容器中发生反应：
2H2(g)+2CO(g)
CH3COOH(g) ΔH>0，起始通入4molH2和4molCO，CH3COOH蒸汽的浓度数据随时间变化如下表所示：
时刻/min | 0 | 2 | 4 | 6 | 8 |
c(CH3COOH)/mol/L | 0 | 0.3 | 0.5 | 0.6 | 0.6 |
①0~2min内用CO表示该反应的速率为_________________，随着反应的进行速率逐渐减慢的可能原因是____________________________________________________；
②150℃时该反应的平衡常数的数值约为_________；（计算结果保留一位小数）
③平衡后再通入1molH2，则CH3COOH(g)的体积分数________，若再次通入1molH2和1molCO，则CH3COOH(g)的体积分数_________。（填“增大”“减小”或者“不变”）
(4)一定温度下，容积恒为1L的两个密闭容器之中进行如下实验：
实验编号 | 起始投料 |
① | 2molH2和2molCO |
② | 1molCH3COOH(g) |
则实验①中H2和实验②中CH3COOH的转化率随时间变化图示如下：
则a+b=_______，达到平衡的时间大小关系为t1__________t2。（填“>”“<”“不确定”）
