Question

(15分)I、用CH4催化還原氮氧化物可以消除氮氧化物的污染。已知：

①CH4(g)+4NO2（g）=4NO（g）+ CO2（g）+2H2O（g） △H= ?574 kJ·mol?l

②CH4（g）+4NO（g）=2N2（g）+ CO2（g）+ 2H2O（g） △H= ?1160 kJ·mol?l

③H2O（l）=H2O（g） △H=+44kJ·mol?l

寫出CH4（g）與NO2（g）反應生成N2（g）、CO2（g）和H2O（1）的熱化學方程式___。

II、開發(fā)新能源和三廢處理都是可持續(xù)發(fā)展的重要方面。CO在催化劑作用下可以與H2反應生成甲醇：CO(g)+2H2(g) CH3OH(g)。在密閉容器中充有10 mol CO與20 mol H2，CO的平衡轉化率與溫度、壓強的關系如圖所示。

（1）M、N兩點平衡狀態(tài)下，容器中物質的總物質的量之比為：n(M)總：n(N)總= 。

（2）若M、N、Q三點的平衡常數KM、KN、KQ的大小關系為 ；P1 P2 (填“>” 或“<” 或“=”)

III、用MnO2制KMnO4的工藝流程如下圖：電解池中兩極材料均為碳棒，在中性或酸性溶液中K2MnO4發(fā)生歧化反應而變成MnO2和KMnO4。

（1）寫出240℃熔融時發(fā)生反應的化學方程式 ；投料時必須滿足n（KOH）：n（MnO2） 。

（2）陽極的電極反應式為 。

（3）B物質是 （填化學式），可以循環(huán)使用的物質是 （填化學式）。

 

Answer 1

I、CH4（g）+2NO2（g）=N2（g）+CO2（g）+2H2O（l）△H=-955 kJ?mol-1

II、（1）5:4 (2) KM=KN＞KQ ＜

III、（1）MnO2＋O2＋4KOHK2MnO4＋2H2O； （2）MnO42－－e－＝MnO4－ （3）H2；KOH

【解析】

試題分析：I、①CH4（g）+4NO2（g）═4NO（g）+CO2（g）+2H2O（g）△H=-574kJ?mol-l、②CH4（g）+4NO（g）═2N2（g）+CO2（g）+2H2 O（g）△H=-1160kJ?mol-l、③H2O（l）═H2O（g）△H=+44.0kJ?mol-l，依據蓋斯定律計算[①+②－③×4]×得到CH4（g）與NO2（g）反應生成N2（g）、CO2（g）和H2O（l）的熱化學方程式：CH4（g）+2NO2（g）=N2（g）+CO2（g）+2H2O（l）△H=-955 kJ?mol-1；故答案為：CH4（g）+2NO2（g）=N2（g）+CO2（g）+2H2O（l）△H=-955 kJ?mol-1；

II、(1)M點時，CO轉化率為50%，則參加反應的n（CO）=10mol×50%=5mol，還剩余5molCO，根據方程式知，還剩余n（H2）=20mol-5mol×2=10mol，生成n（CH3OH）=5mol；N點時，CO轉化率為70%，參加反應的n（CO）=10mol×70%=7mol，還剩余3molCO，根據方程式知，還剩余n（H2）=20mol-7mol×2=6mol，生成n（CH3OH）=7mol，所以容器中總物質的物質的量之比為：n（M）總：n（N）總=（5+10+5）mol：（3+6+7）mol=5：4，故答案為：5:4；

（2）化學平衡常數只與溫度有關，相同溫度時其平衡常數相等，升高溫度平衡向逆反應方向移動，其平衡常數減小，根據圖象知，溫度：M=N＜Q，則若M、N、Q三點的平衡常數KM、KN、KQ的大小關系為KM=KN＞KQ；在溫度相同時，增大壓強平衡向正反應方向進行，反應物的轉化率增大，所以P1＜P2，故答案為：KM=KN＞KQ；＜；

III、（1）在240℃下二氧化錳、氧氣和氫氧化鉀反應生成錳酸鉀和水，方程式為2MnO2＋O2＋4KOHK2MnO4＋2H2O；由于在中性或酸性溶液中K2MnO4發(fā)生歧化反應而變成MnO2和KMnO4，因此在反應中氫氧化鉀必須過量，則投料時必須滿足n（KOH）：n（MnO2）＞2:1；

（2）電解池中陽極失去電子，因此錳酸根在陽極放電轉化為高錳酸根，電極反應式為MnO42－－e－＝MnO4－；

（3）陰極是溶液中的氫離子放電生成氫氣，因此B是氫氣。氫離子放電，產生大量的氫氧根離子，所以陰極有氫氧化鉀生成，因此可以循環(huán)使用的物質是KOH。

考點：考查蓋斯定律的應用、外界條件對平衡狀態(tài)的影響、平衡常數應用以及電化學原理的應用