Question

化工行业的发展必须符合国家节能减排的总体要求。请回答下列问题：

（1）已知C（s）+H₂O（g） CO（g）+H₂（g），则该反应的平衡常数表达式为              。

（2）已知在一定温度下，

C（s）+CO₂（g） 2CO（g）            △H₁

CO（g）+H₂O（g） H₂（g）+CO₂（g）    △H₂

C（s）+H₂O（g） CO（g）+H₂（g）     △H₃

则△H₁、△H₂、△H₃之间的关系是：                      。

（3）通过研究不同温度下平衡常数可以解决某些实际问题。已知等体积的一氧化碳和水蒸气进入反应时，会发生如下反应： CO（g）+H₂O（g） H₂（g）+CO₂（g），该反应平衡常数随温度的变化如右表所示。

温度/℃	400	500	800
平衡常数K	9.94	9	1

则该反应的正反应方向是            _反应（填“吸热”或“放热”），在500℃时，若设起始时CO和H₂O的起始浓度均为0.020mol/L，则CO的平衡转化率为                 。

（4）从氨催化氧化可以制硝酸，此过程中涉及氮氧化物，如NO、NO₂、N₂O₄等。对反应N₂O₄（g） 2NO₂（g） △H＞0在温度为T₁、T₂时，平衡体系中NO₂的体积分数随压强变化曲线如右图所示。下列说法正确的是         ：

A．A、C两点的反应速率：A＞C

B．A、C两点气体的颜色：A深，C浅

C．B、C两点的气体的平均相对分子质量：B＜C

D．由状态A到状态B，可以用加热的方法

E．A、C两点的化学平衡常数：A=C

（5）工业上用Na₂SO₃吸收尾气中的SO₂，再用如图装置电解（惰性电极）NaHSO₃制取H₂SO₄（阴离子交换膜只允许阴离子通过），阳极电极反应式为：             .

Answer

（1）（2分）

（2）△H3 =△H1+△H2 或△H1=△H3﹣△H2 或△H2 =△H3﹣△H1 （2分）

（3）放热 （2分） 75% （3分）

（4）E （2分）

（5）4OH - - 4e-=2H2O+O2↑ （2分）

【解析】

试题分析：（1）由反应方程式可知C为固体，所以平衡常数的表达式为

（2）C（s）+CO2（g） 2CO（g） △H1

CO（g）+H2O（g） H2（g）+CO2（g） △H2

C（s）+H2O（g） CO（g）+H2（g） △H3

据盖斯定律：①+②=③，故答案为：△H3=△H1+△H2或△H1=△H3-△H2或△H2=△H3-△H1

（3）根据表格中数据可知，随着温度的升高，平衡常数逐渐减小，说明正反应进行的程度逐渐减小，所以平衡逆向移动，正反应为放热反应；500℃时，平衡常数K=9，所以有：

CO（g）+H2O（g） H2（g） + CO2（g），

初始浓度（mol/L） 0.020 0.020 0 0

转化浓度（mol/L） 0.02α 0.02α 0.02α 0.02α

平衡浓度（mol/L） 0.02（1-α） 0.02（1-α） 0.02α 0.02α

所以代入表达式中K=（0.02α）2/ [0.02（1-α）]2 =9，解得α=75%，所以CO转化率为75%

（4）图为不同温度下平衡体系中的NO2体积分数随压强变化曲线图，所以分析：A、反应速率受温度、浓度、压强等因素影响，C点的压强远大于A，压强越大反应速率越大，C>A，A错误。B、NO2为红棕色，颜色深浅与浓度大小有关， C点对于A点，增大了压强，平衡逆向移动，NO2减少，但是因为C点压强远大于A点，所以被压缩后浓度增大要大于平衡移动造成的浓度减小，所以C的颜色深，A浅，B错误。C、B、C两点在不同条件控制下平衡时NO2的体积分数相等，所以气体的总质量和总物质的量相等，平均相对分子质量相等B=C，C错误。D、正反应为吸热反应，升高温度平衡正向移动，NO2的体积分数增大，所以加热不能实现状态A到状态B的转化，D错误。E、A、C两点在同一温度线上，所以温度相同平衡常数相同，A=C，所以E正确。

（5）根据如图电解装置可知，阴极HSO3-电离出的H+在阴极区得到电子被还原生成了H2阴极反应式：2H++2e-=H2↑，而阳极区水电离的OH-先放电，失去电子生成O2，阳极反应式：4OH - - 4e-=2H2O+O2↑。

考点：平衡常数，反应热，电极点击方程式的书写，影响化学平衡的因素