Question

下列三个反应在某密闭容器中进行：
反应①Fe（s）+CO₂（g）?FeO（s）+CO（g）△H₁=a kJ?mol^-1
反应②2CO（g）+O₂（g）?2CO₂（g）△H₂=b kJ?mol^-1
反应③2Fe（s）+O₂（g）?2FeO（s）△H₃
（1）则△H₃=

（2a+b）kJ?mol^-1

（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

50%

（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

BC

（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：N₂+3H₂

通电

一定条件

2NH₃．则在电解法合成氨的过程中，应将H₂不断地通入

阳

极（填“正”、“负”、“阴”或“阳”）；在另一电极通入N₂，该电极反应式为

N₂+6H⁺+6e^-=2NH₃

．
（5）在25℃下，将a mol?L^-1的氨水与0.01mol?L^-1的盐酸等体积混合，反应后溶液中c（NH4⁺）=c（Cl^-），则溶液显

中

性（填“酸”“碱”或“中”），可推断 a

大于

0.01（填大于、等于或小于）．

Answer 1

分析：（1）根据盖斯定律来计算反应的焓变；
（2）根据三段式计算化学反应的转化率；
（3）根据温度对化学平衡移动的影响和化学反应速率的影响因素来回答判断；
（4）在电解池中，阳极上发生失电子的氧化反应，阴极上发生得电子的还原反应，根据电解的总反应来书写电极反应；
（5）氨水和盐酸反应生成的氯化铵是酸性的，根据电荷守恒来判断酸碱性．

解答：解：（1）根据盖斯定律，反应③=①×2+②，所以△H₃=2△H₁+△H₂=（2a+b）kJ?mol^-1，故答案为：（2a+b）kJ?mol^-1；
（2）设二氧化碳的变化浓度是x 
          Fe（s）+CO₂（g）?FeO（s）+CO（g）
初始浓度：1                  0
变化浓度：x                 x
平衡浓度：1-x                   x  
根据500℃时反应①的平衡常数K=1.0，则

x

1-x

=1，解得x=0.5，所以二氧化碳的转化率=

0.5

1

×100%=50%，故答案为：50%；
（3）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，则升高温度化学平衡正向移动了，所以反应是吸热反应，为了加快化学反应速率且使体系中CO的物质的量增加，则反应速率加快且平衡正向移动，A．缩小反应器体积，即加大压强，速率加快，但是平衡不移动，故A错误；
 B．再通入CO₂ 则速率加快，平衡正向移动，CO的物质的量增加，故B正确；
C、升高温度则速率加快，平衡正向移动，CO的物质的量增加，故C正确；
D．使用合适的催化剂则速率加快，但是平衡不移动，故D错误．
故选BC．
（4）跟据总反应式：N₂+3H₂

通电

一定条件

2NH₃，氢气发生失电子的氧化反应，则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，发生得电子的还原反应，即N₂+6H⁺+6e^-=2NH₃，故答案为：阳；N₂+6H⁺+6e^-=2NH₃；
（5）a mol?L^-1的氨水与0.01mol?L^-1的盐酸等体积混合，反应后溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-），根据电荷守恒：c（H⁺）=c（OH^-），所以为中性，若二者恰好反应，则溶液显示酸性，反应后的溶液中一定有酸性的氯化铵，所以氨水要过量，即a＞0.01mol/L，故答案为：中；大于．

点评：本题涉及盖斯定律的应用、化学平衡的计算和化学平还呢个、化学反应速率的影响因素以及电化学知识和溶液中离子浓度的关系知识，综合性强，难度不大．