Question

（12分）下列三个反应在某密闭容器中进行：

反应①  Fe(s)+CO₂(g)FeO(s)+CO(g)     △H₁=" a" kJ·mol^-1

反应②  2CO(g)+O₂(g)2CO₂(g) △H₂=" b" kJ·mol^-1

反应③  2Fe(s)+O₂(g)2FeO(s)          △H₃

（1）则△H₃=                        （用含a、b的代数式表示）

（2）已知500℃时反应①的平衡常数K=1.0，在此温度下2L密闭容器中进行反应①，Fe和CO₂的起始量均为2.0mol，达到平衡时CO₂的转化率为            

（3）将上述平衡体系升温至700℃，再次达到平衡时体系中CO的浓度是CO₂浓度的两倍，则

a    0（填“>”、“<”或“=”）。为了加快化学反应速率且使体系中CO的物质的量增加，其它条件不变时，可以采取的措施有         （填序号）。

A．缩小反应器体积                        B．再通入CO₂

C．升高温度                             D．使用合适的催化剂

（4）最近一些科学家研究采用高质子导电性的SCY陶瓷（能传递H⁺）实现氮的固定——氨的电解法合成，大大提高了氮气和氢气的转化率。总反应式为：。则在电解法合成氨的过程中，应将Ｈ₂不断地通入    极（填“正”、“负”、 “阴” 或“阳”）；在另一电极通入N₂，该电极反应式为                         。

（5）在25℃下，将a mol·L^-1的氨水与0.01 mol·L^-1的盐酸等体积混合，反应后溶液中c(NH4⁺)=c(Cl^-)，则溶液显___________性（填“酸”“碱”或“中”）， 可推断a      0.01（填大于、等于或小于）。

Answer

（1）（2a+b）kJ·mol-1

（2）50%   ；（3）>（1）；BC（4）阳   N2＋6H＋＋6e＝2NH3）  （5）中，大于。

【解析】

试题分析：盖斯定律的应用。反应热也遵守盖斯定律，可以看到

反应③=2①+ ② 所以（1）则△H3=（2a+b）kJ·mol-1

Fe(s)+CO2(g)FeO(s)+CO(g)

起始物质的量浓度        1    1             0      0

变化物质的量浓度        x     x            x      x

平衡物质的量浓度        1-x   1-x          x      x

已知500℃时反应①的平衡常数K=1.0=x/(1-x) 所以x=0.5 达到平衡时CO2的转化率为100%x/(1-x)=50%

将上述平衡体系升温至700℃，再次达到平衡时体系中CO的浓度是CO2浓度的两倍，平衡向正反应方向移动，说明该反应是吸热反应，则a>0 ；为了加快化学反应速率且使体系中CO的物质的量增加，平衡必需向正向移动，而反应前后气体体积不变化，所以可以采取的措施有         

再通入CO2 ；升高温度 ,使用催化剂，只能改变化学反应速率，但是平衡不会移动。

 从化合价的变化上可以看到氢气的化合价升高，做还原剂，所以在电解法合成氨的过程中，应将Ｈ2不断地通入阳极；在另一电极通入N2，该电极反应式为

N2＋6H＋＋6e＝2NH3       在25℃下，将a mol·L-1的氨水与0.01 mol·L-1的盐酸等体积混合，反应后溶液中c(NH4+)=c(Cl-)，根据质子守恒，知道氢离子和氢氧根的浓度也相等，所以溶液显中性， 可推断a 大于0.01，如实等体积等浓度混合，溶液也会显示酸性，所以显示中性，a 必须大于0.01

考点：盖斯定律的计算 平衡常数是计算 化学平衡的影响因素 电极反应 质子守恒