Question

（12分）下列三個反應在某密閉容器中進行：
反應①  Fe(s)+CO₂(g)FeO(s)+CO(g)     △H₁=" a" kJ·mol^-1
反應②  2CO(g)+O₂(g)2CO₂(g) △H₂=" b" kJ·mol^-1
反應③  2Fe(s)+O₂(g)2FeO(s)          △H₃
（1）則△H₃=                        （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            
（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         （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：。則在電解法合成氨的過程中，應將Ｈ₂不斷地通入    極（填“正”、“負”、 “陰” 或“陽”）；在另一電極通入N₂，該電極反應式為                         。
（5）在25℃下，將a mol·L^-1的氨水與0.01 mol·L^-1的鹽酸等體積混合，反應后溶液中c(NH4⁺)=c(Cl^-)，則溶液顯___________性（填“酸”“堿”或“中”）， 可推斷a      0.01（填大于、等于或小于）。

Answer 1

（1）（2a+b）kJ·mol^-1
（2）50%   ；（3）>（1）；BC（4）陽   N₂＋6H^＋＋6e＝2NH₃）  （5）中，大于。

解析試題分析：蓋斯定律的應用。反應熱也遵守蓋斯定律，可以看到
反應③=2①+ ② 所以（1）則△H₃=（2a+b）kJ·mol^-1
Fe(s)+CO₂(g)FeO(s)+CO(g)
起始物質的量濃度        1    1             0      0
變化物質的量濃度        x     x            x      x
平衡物質的量濃度        1-x   1-x          x      x
已知500℃時反應①的平衡常數K=1.0=x/(1-x) 所以x=0.5 達到平衡時CO₂的轉化率為100%x/(1-x)=50%
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，平衡向正反應方向移動，說明該反應是吸熱反應，則a>0 ；為了加快化學反應速率且使體系中CO的物質的量增加，平衡必需向正向移動，而反應前后氣體體積不變化，所以可以采取的措施有         
再通入CO₂ ；升高溫度 ,使用催化劑，只能改變化學反應速率，但是平衡不會移動。
 從化合價的變化上可以看到氫氣的化合價升高，做還原劑，所以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，該電極反應式為
N₂＋6H^＋＋6e＝2NH₃       在25℃下，將a mol·L^-1的氨水與0.01 mol·L^-1的鹽酸等體積混合，反應后溶液中c(NH4⁺)=c(Cl^-)，根據質子守恒，知道氫離子和氫氧根的濃度也相等，所以溶液顯中性， 可推斷a 大于0.01，如實等體積等濃度混合，溶液也會顯示酸性，所以顯示中性，a 必須大于0.01
考點：蓋斯定律的計算 平衡常數是計算 化學平衡的影響因素 電極反應 質子守恒
點評：此題綜合性很強，考查知識點廣。蓋斯定律的內容為：在定壓定容條件下，任意一個反應其總反應的熱效應只與反應的始態和終態有關而與反應的路程無關。只要學生學習過程中牢記并理解這些基本定義，便不難解答此題。