Question

【題目】氮的氧化物是造成大氣污染的主要物質。研究氮氧化物的反應機理，對于消除環(huán)境污染有重要意義。請回答下列問題：

(1)已知：H2的燃燒熱△H為-285.8kJ/mol。

N2(g)+2O2(g)=2NO2(g) △H=+133 kJ/mol

H2O(g)=H2O(1) △H=-44 kJ/mol

則H2和NO2反應生成兩種無污染的氣體的熱化學反應方程式為______________________。

(2)一定溫度下，向2L恒容密閉容器中充入0.40molN2O4，發(fā)生反應：N2O4(g)2NO2(g)，一段時間后達到平衡，測得數(shù)據(jù)如下：

時間/s	20	40	60	80	100
c(NO2)/(mol/L)	0.12	0.20	0.26	0.30	0.30

①0~40s內，v(NO2)=___________。

②升高溫度時，氣體顏色加深，則上述反應是___________(填“放熱”或“吸熱”)反應。

③該溫度下反應的化學平衡常數(shù)K=___________。

④相同溫度下，若開始向該容器中充入0.80molN2O4，則達到平衡后c(NO2)___________(填“>”=”或”<”)0.60mol/L

(3)已知2NO(g)+O2(g)2NO2(g) △H的反應歷程分兩步：

①2NO(g)N2O2(g)(快) △H1<0，v1正=k1正c2(NO)，v1逆=k1逆c(N2O2)

②N2O2(g)+O2(g)2NO2(g)(慢) △H2<O，v2正=k2正c (N2O2)·c(O2)，v2逆=k2逆c 2(NO2)

比較反應①的活化能E1與反應②的活化能E2的大小：E1___________E2(填“＞”“＜”或“=”)，其判斷理由是____________________；2NO(g)+O2(g)2NO2(g)的平衡常數(shù)K與上述反應速率常數(shù)k1正、k1逆、k2正/span>、k2逆的關系式為______________________。

(4)N2O5是綠色硝化試劑，溶于水可得硝酸。下圖是以N2O4為原料電解制備N2O的裝置。寫出陽極區(qū)生成N2O5的電極反應式(注意陽極區(qū)為無水環(huán)境，HNO3亦無法電離)： _________________________________。

Answer 1

【答案】4H2(g)+2NO2(g)=N2(g)+4H2O(g) △H=-1100.2kJ/mol 0.005mol/(Ls) 吸熱 1.8 < < 活化能越大，一般分子成為活化分子越難，反應速率越慢 N2O4-2e-+2HNO3=2N2O3+2H+

【解析】

(1)①根據(jù)v=計算出40s內用二氧化氮表示的平均反應速率v(NO2)；

②只有二氧化氮有色氣體，N2O4為無色，升溫后平衡向著生成二氧化氮的方向移動，結合溫度對化學平衡的影響分析；

③根據(jù)表中數(shù)據(jù)可知80s開始已經(jīng)達到平衡狀態(tài)，利用三段式列式計算出平衡時二者的濃度，然后利用平衡常數(shù)的表達式K=計算；

④相同溫度下，若開始時向該容器中充入若開始向該容器中充入0.80molNO2，相當于增大壓強，平衡正向進行；

(3)反應活化能大，反應發(fā)生難，反應速率慢；反應達到化學平衡時，v正=v逆，根據(jù)速率方程推導；

(4) NO2可電解制備綠色硝化試劑N2O5，N元素化合價升高，NO2被氧化，為電解池陽極反應。

(1) H2的燃燒熱△H為-285.8kJ/mol，則氫氣燃燒的熱化學方程式為：①H2(g)+O2(g)=H2O(l) △H=-285.8kJ/mol 。

②N2(g)+2O2(g)=2NO2(g) △H=+133 kJ/mol

③H2O(g)=H2O(1) △H=-44 kJ/mol

(①-③)×4-②，整理可得：4H2(g)+2NO2(g)=4H2O(g)+ N2(g) △H=-1100.2kJ/mol；

(2)①40s內用二氧化氮表示的平均反應速率v(NO2)==0.005mol/(Ls)；

②升高溫度時，氣體顏色加深，由于二氧化氮有色氣體，N2O4為無色，說明c(NO2)濃度增大，N2O4(g)2NO2(g)平衡正向進行，由于升高溫度，化學平衡向吸熱反應方向移動，所以該反應的正反應為吸熱反應；

③一定溫度下，在2L密閉容器中充入0.40mol N2O4，發(fā)生反應：N2O4(g)2NO2(g)，平衡狀態(tài)下二氧化氮濃度為0.3mol/L，則平衡時c(N2O4)=0.20mol/L-×0.3mol/L=0.05mol/L，所以該反應平衡常數(shù)K==1.8；

④相同溫度下，若開始向該容器中充入0.80molNO2，氣體的物質的量是原來的2倍，若平衡不發(fā)生移動，平衡時NO2氣體的濃度c(NO2)是原來的2倍，但由于氣體物質的量增多，使容器內的氣體壓強增大。根據(jù)平衡移動原理，增大壓強，平衡向氣體體積減小的逆反應方向移動，所以達到平衡時c(NO2)＜0.60mol/L；

(3)反應物的活化能表示反應發(fā)生需要的最低能量，化學反應的活化能越大，反應發(fā)生需要的最低能量高，反應就越難發(fā)生，該反應的化學反應速率越慢，由于第一個反應快，第二個反應慢，說明反應①的活化能E1小于反應②的活化能E2，即E1< E2；2NO(g)+O2(g)2NO2(g)的平衡常數(shù)K=，反應達到化學平衡時，v正=v逆，所以k1正c2(NO)=k1逆c2(N2O2)，k2正c2(N2O2)c(O2)=k2逆/span>c2(NO2)，則有=K；

(4)NO2可電解制備綠色硝化試劑N2O5．N元素化合價升高，NO2被氧化，電極方程式為N2O4-2e-+2HNO3=2N2O5+2H+。