题目内容

运用化学反应原理研究氮、硫等单质及其化合物的反应有重要意义
(1)硫酸生产过程中2SO2(g)+O2(g)2SO3(g),平衡混合体系中SO3的百分含量和温度的关系如图所示,根据图回答下列问题:
①2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)的△H__________0(填“>”或“<”)。
②一定条件下,将SO2与O2以体积比2:1置于一体积不变的密闭容器中发生以上反应,能说明该反应已达到平衡的是        
a.体系的密度不发生变化
b.SO2与SO3的体积比保持不变
c.体系中硫元素的质量百分含量不再变化
d.单位时间内转移4 mol 电子,同时消耗2 mol SO3
e.容器内的气体分子总数不再变化
(2)一定的条件下,合成氨反应为:N2(g)+3H2(g)2NH3(g)。图1表示在此反应过程中的能量的变化,图2表示在2L的密闭容器中反应时N2的物质的量随时间的变化曲线。图3表示在其他条件不变的情况下,改变起始物氢气的物质的量对此反应平衡的影响。

图1                    图2                 图3
①该反应的平衡常数表达式为              ,升高温度,平衡常数         (填“增大”或“减小”或“不变”)。
②由图2信息,计算0~10min内该反应的平均速率v(H2)=                   ,从11min起其它条件不变,压缩容器的体积为1L,则n(N2)的变化曲线为      
③图3 a、b、c三点所处的平衡状态中,反应物N2的转化率最高的是       点,温度T1   T2(填“>”或“=”或“<”)
(3)若将等物质的量的SO2与NH3溶于水充分反应,所得溶液呈       性,所得溶液中c(H+)- c(OH)=                                             (已知:H2SO3:Ka1=1.7×102,Ka2=6.0×108,NH3·H2O:Kb=1.8×105

(1)①<(2分) ② be(2分)(2)①k=(1分) 减小(1分)
②0.045mol/(L·min)  (2分)     d(2分) ③c(1分)    <(2分)
(3)酸性(1分)  c(HSO3) + 2c(SO32)—c(NH4+)或c(SO32) + c(NH3·H2O)—c(H2SO3)(2分)

解析试题分析:(1)①由图可知,温度越高SO3的含量越低,这说明升高温度平衡向逆反应移动,所以正反应是放热反应,即△H<0。
②在一定条件下,当可逆反应的正反应速率和逆反应速率相等时(但不为0),反应体系中各种物质的浓度或含量不再发生变化的状态,称为化学平衡状态,据此可以判断。a.密度是混合气的质量和容器容积的比值,在反应过程中质量和容积始终是不变的,因此容器中气体的密度始终是不变的,所以体系的密度不发生变化不能说明反应达到平衡状态,a不正确;b.SO2与SO3的体积比保持不变,说明正反应速率不再发生变化,反应达到平衡状态,b正确;c.由于SO2与O2以体积比2:1置于一体积不变的密闭容器中发生以上反应,因此体系中硫元素的质量百分含量始终是不变的,所以体系中硫元素的质量百分含量不再变化不能说明反应达到平衡状态,c不正确;d.S元素的化合价从+4价升高到+6价,失去2个电子,所以单位时间内转移4 mol 电子,同时一定消耗2mol SO3,因此不能说明反应达到平衡状态,d不正确;e.该反应是气体分子数减小的可逆反应,所以当容器内的气体分子总数不再变化时可以说明反应达到平衡状态,e正确,答案选be。
(2)①化学平衡常数是在一定条件下,当可逆反应达到平衡状态时,生成物浓度的幂之积和反应物浓度的幂之积的比值,所以根据方程式N2(g)+3H2(g)2NH3(g)可知,该反应的平衡常数表达式K=。根据图1可知,反应物的总能量高于生成物的总能量,因此正方应是一个放热反应,升高温度,平衡向逆反应方向移动,所以生成物的浓度减小,反应物的浓度增大,因此平衡常数减小。
②根据图2可知,0~10min内氮气的物质的量减少了0.6mol-0.3mol=0.3mol,则根据方程式可知氢气的物质的量减少了0.3mol×3=0.9mol,其浓度=0.9mol÷2L=0.45mol/L,所以0~10min内该反应的平均速率v(H2)=0.45mol/L÷10min=0.045mol/(L·min)。从11min起其它条件不变,压缩容器的体积为1L,则压强增大平衡向正反应方向移动,氮气的物质的量减少,因此n(N2)的变化曲线为d。
③图3表示平衡时氨气含量与氢气起始物质的量关系,曲线上各点都处于平衡状态,故a、b、c都处于平衡状态。达平衡后,增大氢气用量,氮气的转化率增大,故a、b、c三点中,c的氮气的转化率最高。由图3可知,氢气的起始物质的量相同时,温度T1平衡后,氨气的含量更高,该反应为放热反应,降低温度平衡向正反应移动,增大氨气的含量,故温度T1<T2
(3)将等物质的量的SO2与NH3溶于水充分反应,二者恰好反应生成NH4HSO3。根据H2SO3:Ka1=1.7×102,Ka2=6.0×108,NH3·H2O:Kb=1.8×105可知,电离程度是H2SO3>NH3·H2O>HSO3,这说明在NH4HSO3溶液中HSO3的电离程度大于NH4的水解程度,因此该溶液显酸性。根据电荷守恒可知c(H+)+c(NH4+)=c(OH)+c(HSO3) + 2c(SO32),所以c(H+)- c(OH)=c(HSO3) + 2c(SO32)—c(NH4+)。根据物料失衡可知c(HSO3) +c(SO32)+ c(H2SO3)=c(NH3·H2O)+c(NH4+),所以c(H+)- c(OH)=c(SO32) + c(NH3·H2O)—c(H2SO3)。
考点:考查反应热和平衡状态的判断、外界条件对平衡状态的影响、平衡常数和反应速率的计算以及溶质离子浓度大小比较

练习册系列答案
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化学反应原理在科研和生产中有广泛应用。
Ⅰ、如图装置所示,A、B中的电极为多孔的惰性电极;C、D为夹在浸有Na2SO4溶液的滤纸条上的铂夹;电源有a、b两极。若A、B中充满KOH溶液后倒立于KOH溶液的水槽中。切断K1,闭合K2、K3通直流电。

回答下列问题:
(1) a是电源的   极,写出A中的电极反应式为_____。
(2)湿的Na2SO4滤纸条上能观察到的现象有____________。
(3)电解一段时间后,A、B中均有气体包围电极,若此时切断K2、K3,闭合K1,发现电流表的指针移动,写出此时B中的电极反应式为          
Ⅱ、甲醇是一种可再生能源,具有广泛的开发和应用前景。工业上一般采用下列反应合成甲醇:CO(g)+2H2(g) CH3OH(g)   ΔH,下表所列数据是该反应在不同温度下的化学平衡常数(K)。请回答下列问题:

温度
250℃
300℃
350℃
K
2.041
0.270
0.012
 
(4)由表中数据判断ΔH       0(填“>”、“<”或“=”)。
(5)其他条件不变,只改变其中一个条件,下列措施可提高甲醇产率的是     
A.升高温度;B.使用合适的催化剂;C.缩小容器的容积;D.充入过量的H2;E.恒压时,充入He;F.从体系中分离出CH3OH
(6)某温度下,将2mol CO和6 mol H2充入2L密闭容器中,反应进行到4min末达到平衡,此时测得c(CO) =0.2 mol/L ,则0~4min内H2的反应速率为     ;若保持温度容积不变再向其中充入一定量的CH3OH,重新达到化学平衡状态,与原平衡状态相比,此时平衡混合气体中CH3OH的体积分数     (填“变大”、“变小”、或“不变”)。

甲醇是重要的化学工业基础原料和清洁液体燃料。工业上可利用CO或CO2来生产燃料甲醇。已知甲醇制备的有关化学反应以及在不同温度下的化学反应平衡常数如下表所示:

化学反应
平衡常数
温度℃
500
800
①2H2(g)+CO(g)CH3OH(g)
K1
2.5
0.15
②H2(g)+CO2(g) H2O (g)+CO(g)
K2
1.0
2.50
③3H2(g)+CO2(g)CH3OH(g)+H2O (g)
K3
 
 
 
(1)反应②是      (填“吸热”或“放热”)反应。
(2)某温度下反应①中H2的平衡转化率(a)与体系总压强(P)的关系,如图所示。则平衡状态由A变到B时,平衡常数K(A)    K(B)(填“>”、“<”或“=”)。据反应①与②可推导出K1、K2与K3之间的关系,则K3=      (用K1、K2表示)。

(3)在3 L容积可变的密闭容器中发生反应②,已知c(CO)与反应时间t变化曲线Ⅰ如图所示,若在t0时刻分别改变一个条件,曲线Ⅰ变为曲线Ⅱ和曲线Ⅲ。

当曲线Ⅰ变为曲线Ⅱ时,改变的条件是                          
当曲线Ⅰ变为曲线Ⅲ时,改变的条件是                          
(4)甲醇燃料电池有着广泛的用途,同时Al-AgO电池是应用广泛的鱼 雷电池,其原理如图所示。该电池的负极反应式是             

(5)一定条件下甲醇与一氧化碳反应可以合成乙酸。通常状况下,将a mol/L的醋酸与b mol/LBa(OH)2溶液等体积混合,反应平衡时,2c(Ba2)= c(CH3COO),用含a和b的代数式表示该混合溶液中醋酸的电离常数为               

碳酸二甲酯(DMC)是一种近年来受到广泛关注的环保型绿色化工产品。在催化剂作用下,可由甲醇和CO2直接合成DMC:CO2 + 2CH3OH → CO(OCH3)2 + H2O,但甲醇转化率通常不会超过1%是制约该反应走向工业化的主要原因。某研究小组在其他条件不变的情况下,通过研究温度、反应时间、催化剂用量分别对转化数(TON)的影响来评价催化剂的催化效果。计算公式为:TON=转化的甲醇的物质的量/催化剂的物质的量。
(1)已知25℃时,甲醇和DMC的标准燃烧热分别为△H1和△H2,则上述反应在25℃时的焓变△H3=_____。
(2)根据反应温度对TON的影响图(下左图)判断该反应的焓变△H________0(填“>”、“=”或“<”),理由是________________________________。

(3)根据反应时间对TON的影响图(上右图),已知溶液总体积10mL,反应起始时甲醇0.25mol,催化剂0.6×10—5 mol,计算该温度下,4~7 h内DMC的平均反应速率:________;计算10 h时,甲醇的转化率:________。
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a. 由甲醇和CO2直接合成DMC,可以利用价廉易得的甲醇把影响环境的温室气体CO2转化为资源,在资源循环利用和环境保护方面都具有重要意义
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c. 当催化剂用量低于1.2×10—5 mol时,随着催化剂用量的增加,甲醇的平衡转化率显著提高
d. 当催化剂用量高于1.2×10—5 mol时,随着催化剂用量的增加,DMC的产率反而急剧下降

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