Question

【題目】氮的氧化物既是空氣的重要污染物，同時也是重要的化工原料。

（1）在373K時，向體積為2L的恒容真空容器中通入0.40molNO2，發(fā)生反應：2NO2(g)N2O4(g) ΔH=57.0kJ·mol1。測得NO2的物質的量分數[φ(NO2)]與反應時間(t)的關系如下表：

t/min	0	20	40	60	80
φ(NO2)	1.0	0.75	0.52	0.40	0.40

①0～20 min內，υ(N2O4)=___mol·L1·min1。

②上述反應中，υ正(NO2)=k1·c2(NO2)，υ逆(N2O4)=k2·c(N2O4)，其中k1、k2為速率常數，則373K時，k1、k2的數學關系式為___。改變溫度至T1時k1=k2，則T1__373K（填“>”“<”或“=”）。

（2）NH3催化還原氮氧化物是目前應用廣泛的煙氣脫硝技術。已知：6NO2(g)+8NH3(g)7N2(g)+12H2O(l) ΔH，向容積為2L的恒容密閉容器中，充入NO2和NH3的混合氣體0.14mol充分反應。不同投料比時，NO2的平衡轉化率與溫度的關系如圖中曲線所示[投料比=n(NO2)/n(NH3)]。

①ΔH___0（填“>”“<”或“=”）。

②x___3∶4（填“>”“<”或“=”）。

③400K時，反應的平衡常數為___（填計算式即可）。

④投料比為3∶4時，Q點υ逆(NH3)___（填“>”“<”或“=”）P點υ逆(NH3)。

Answer 1

【答案】2.0×103 k1=60k2 > < > <

【解析】

（1）①根據表中數據計算NO2的消耗速率，再由化學計量比計算N2O4的生成速率；

②反應達到平衡時有υ正=υ逆，據此計算，反應為放熱反應，溫度升高，不利于反應正向進行；

（2）①投料比一定時，升高溫度二氧化氮轉化率減小，平衡逆向移動，則正反應放熱；

②溫度相同時，增大投料比，二氧化氮轉化率減��；

③根據圖像，400 K時，投料比3:4時，達到平衡NO2的轉化率為50%，列出三段式，結合K的表達式計算；

④投料比為3：4時，溫度相同，Q點沒有達到平衡狀態(tài)，要使反應達到平衡狀態(tài)二氧化氮轉化率應該增大，平衡正向移動，P點為平衡狀態(tài)；

（1）①反應為：2NO2（g）N2O4（g），

起始（mol） 0.40 0

轉化（mol） 2x x

20min(mol) 0.40-2x x

20min時，NO2的體積分數為0.75，所以 =0.75，可得x=0.08，所以反應20min時，消耗NO2的物質的量為0.08×2mol=0.16mol，0～20min內，NO2的消耗速率為υ（NO2）= =4×10-3mol/（L·min）， 根據化學計量比等于反應速率之比，則υ（N2O4）= υ（NO2）=2×10-3mol/（L·min）；

②反應達到平衡時有υ正=υ逆，即υ正（NO2）=2υ逆（N2O4），達到平衡時，NO2的體積分數為0.40，即（ 0.4-2x ）÷（0.4-x） =0.4，可得x=0.15，所以化學平衡常數為K= c(N2O4)÷c2(NO2) = =30，則有k1·c2（NO2）=2k2·c（N2O4），所以k1= 2k2c(N2O4) ÷c2(NO2) =60k2， 改變溫度至T1時k1=k2，由于k1=2k2·K，則K=，平衡常數減小，正反應為放熱反應，溫度升高，不利于反應正向進行，所以溫度應為升高，即T1＞373K；

（2）①投料比一定時，升高溫度二氧化氮轉化率減小，平衡逆向移動，則正反應放熱，所以△H＜0；

②溫度相同時，增大投料比，二氧化氮轉化率減小，溫度相同時二氧化氮轉化率x較小，說明投料比x＞3：4；

③根據圖像，400 K時，投料比3:4時，達到平衡NO2的轉化率為50%，列三段式

6NO2（g）+8NH3（g）7N2（g）+12H2O（l）

c（起始）（mol/L）0.03 0.04 0

c（轉化）（mol/L）0.03×0.5 0.02 0.0175

c（平衡）（mol/L）0.015 0.02 0.0175

反應的平衡常數K=；

④投料比為3：4時，溫度相同，Q點沒有達到平衡狀態(tài)，要使反應達到平衡狀態(tài)二氧化氮轉化率應該增大，平衡正向移動，P點為平衡狀態(tài)，所Q點υ逆（NH3）＜P點υ逆（NH3）。