Question

下列三個反應在某密閉容器中進行：
反應①Fe（s）+CO₂（g）?FeO（s）+CO（g）△H₁=a kJ?mol^-1
反應②2CO（g）+O₂（g）?2CO₂（g）△H₂=b kJ?mol^-1
反應③2Fe（s）+O₂（g）?2FeO（s）△H₃
（1）則△H₃=

（2a+b）kJ?mol^-1

（用含a、b的代數式表示）
（2）已知500℃時反應①的平衡常數K=1.0，在此溫度下2L密閉容器中進行反應①，Fe和CO₂的起始量均為2.0mol，達到平衡時CO₂的轉化率為

50%

（3）將上述平衡體系升溫至700℃，再次達到平衡時體系中CO的濃度是CO₂濃度的兩倍，則a

＞

0（填“＞”、“＜”或“=”）．為了加快化學反應速率且使體系中CO的物質的量增加，其它條件不變時，可以采取的措施有

BC

（填序號）．
A．縮小反應器體積    B．再通入CO₂ C．升高溫度    D．使用合適的催化劑
（4）最近一些科學家研究采用高質子導電性的SCY陶瓷（能傳遞H⁺）實現氮的固定--氨的電解法合成，大大提高了氮氣和氫氣的轉化率．總反應式為：N₂+3H₂

通電

一定條件

2NH₃．則在電解法合成氨的過程中，應將H₂不斷地通入

陽

極（填“正”、“負”、“陰”或“陽”）；在另一電極通入N₂，該電極反應式為

N₂+6H⁺+6e^-=2NH₃

．
（5）在25℃下，將a mol?L^-1的氨水與0.01mol?L^-1的鹽酸等體積混合，反應后溶液中c（NH4⁺）=c（Cl^-），則溶液顯

中

性（填“酸”“堿”或“中”），可推斷 a

大于

0.01（填大于、等于或小于）．

Answer 1

分析：（1）根據蓋斯定律來計算反應的焓變；
（2）根據三段式計算化學反應的轉化率；
（3）根據溫度對化學平衡移動的影響和化學反應速率的影響因素來回答判斷；
（4）在電解池中，陽極上發生失電子的氧化反應，陰極上發生得電子的還原反應，根據電解的總反應來書寫電極反應；
（5）氨水和鹽酸反應生成的氯化銨是酸性的，根據電荷守恒來判斷酸堿性．

解答：解：（1）根據蓋斯定律，反應③=①×2+②，所以△H₃=2△H₁+△H₂=（2a+b）kJ?mol^-1，故答案為：（2a+b）kJ?mol^-1；
（2）設二氧化碳的變化濃度是x 
          Fe（s）+CO₂（g）?FeO（s）+CO（g）
初始濃度：1                  0
變化濃度：x                 x
平衡濃度：1-x                   x  
根據500℃時反應①的平衡常數K=1.0，則

x

1-x

=1，解得x=0.5，所以二氧化碳的轉化率=

0.5

1

×100%=50%，故答案為：50%；
（3）上述平衡體系升溫至700℃，再次達到平衡時體系中CO的濃度是CO₂濃度的兩倍，則升高溫度化學平衡正向移動了，所以反應是吸熱反應，為了加快化學反應速率且使體系中CO的物質的量增加，則反應速率加快且平衡正向移動，A．縮小反應器體積，即加大壓強，速率加快，但是平衡不移動，故A錯誤；
 B．再通入CO₂ 則速率加快，平衡正向移動，CO的物質的量增加，故B正確；
C、升高溫度則速率加快，平衡正向移動，CO的物質的量增加，故C正確；
D．使用合適的催化劑則速率加快，但是平衡不移動，故D錯誤．
故選BC．
（4）跟據總反應式：N₂+3H₂

通電

一定條件

2NH₃，氫氣發生失電子的氧化反應，則在電解法合成氨的過程中，應將H₂不斷地通入陽極，在另一電極通入N₂，發生得電子的還原反應，即N₂+6H⁺+6e^-=2NH₃，故答案為：陽；N₂+6H⁺+6e^-=2NH₃；
（5）a mol?L^-1的氨水與0.01mol?L^-1的鹽酸等體積混合，反應后溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-），根據電荷守恒：c（H⁺）=c（OH^-），所以為中性，若二者恰好反應，則溶液顯示酸性，反應后的溶液中一定有酸性的氯化銨，所以氨水要過量，即a＞0.01mol/L，故答案為：中；大于．

點評：本題涉及蓋斯定律的應用、化學平衡的計算和化學平還呢個、化學反應速率的影響因素以及電化學知識和溶液中離子濃度的關系知識，綜合性強，難度不大．