Question

【題目】廢氣中的含氮氧化物是主要的大氣污染物，因此脫出廢氣中的含氮氧化物對于保護大氣環境具有重要的意義。

（1）汽車的大量使用是城市大氣中含氮氧化物的主要來源。

①汽車燃油中一般不含有氮元素，汽車尾氣中的NO是如何產生的？___________（用化學方程式表示）。

②NO易被O2氧化為NO2。其他條件不變時，NO的氧化率[α(NO)%]與溫度、壓強的關系如圖所示。則p1________p2(填“>”、“<”或“＝”)；溫度高于800℃時，α(NO)幾乎為0的原因是_____。

（2）利用氨氣脫除NO是大氣污染防治研究的熱點，過程中涉及的反應為：

主反應：4NH3(g)＋4NO(g)＋O2(g)4N2(g)＋6H2O(g)

副反應：

①4NH3(g)＋5O2(g)4NO(g)＋6H2O(g) ΔH＝-905.5kJ/mol

②4NH3(g)＋4O2(g)2N2O(g)＋6H2O(g) ΔH＝-1104.9kJ/mol

③4NH3(g)＋3O2(g)2N2(g)＋6H2O(g) ΔH＝-1269.0kJ/mol

回答下列問題：

主反應的ΔH為____________________；保持其它條件相同，使用兩種不同的催化劑，主反應NO的轉化率與溫度關系如圖所示,選用催化劑I的優勢有_________________（寫出一點即可）；R點對應的溫度為210℃，低于210℃，NO的轉化率是不是對應溫度下的平衡轉化率，請作出判斷并寫出理由__________________。

（3）堿液吸收法：用Na2CO3溶液吸收NO2生成CO2．若每4.6gNO2和Na2CO3溶液反應時轉移電子數為0.05mol，則反應的離子方程式是__________。

（4）常溫下，在通入O2的條件下用0.1mol/L的NaOH溶液吸收NO，產物為NaNO3 和NaNO2。已知反應后溶液的pH＝12，溶液中NO2－濃度為5.6×10－2mol/L（忽略反應過程中溶液體積變化，HNO2的電離平衡常數Ka=5.1×10－4），則：

①＝________mol/L

②反應后溶液中NO3－的濃度約為___________mol/L

③某溶液中c(NO2－)＝1.0×10－6mol/L，取該溶液5mL，加入一滴0.1mol/L硝酸銀溶液（一滴為0.05mL），通過計算說明能否產生沉淀______________。（Ksp(AgNO2)＝2×10－8）

Answer 1

【答案】N2＋O22NO > NO2幾乎完全分解 -1632.5kJ/mol 低溫下有很高的催化活性，副反應少 不是，主反應為放熱反應，NO的平衡轉化率應隨溫度升高而降低 2NO2+ CO32﹣NO3﹣+ NO2﹣+CO2 5.1×106 0.034mol/L 滴入硝酸銀溶液后：c(NO2-)≈1.0×10-6mol/L，≈1.0×10-3mol/L，c(NO2-)×c(Ag＋)≈1.0×10-6×1.0×10-3＝1.0×10-9<Ksp(AgNO2)，故不能生成沉淀

【解析】

（1）①汽車點火時，空氣中的氮氣與氧氣反應生成一氧化氮，化學方程式：N2＋O22NO；②溫度相同時p1的一氧化氮的氮率大,所以增大壓強平衡正向移動，所以p1>p2；α(NO)幾乎為0的原因是無二氧化氮，NO2幾乎完全分解；

（2）根據三個副反應可知主反應的ΔH=③2-①=-1632.5kJ/mol；選用催化劑I的優勢有:催化劑I在低溫下就能使主反應NO的轉化率很高，若使用此催化劑脫硝，更有利于節約能源，故答案為：低溫下有很高的催化活性，副反應少；觀察圖象可知，低于210℃時，NO的轉化率隨溫度升高而增大，主反應為放熱反應，升高溫度向逆反應進行，則NO的平衡轉化率應隨溫度升高而降低，與平衡移動得到的結論不一致。故不是，理由是主反應為放熱反應，NO的平衡轉化率應隨溫度升高而降低；

（3）用Na2CO3溶液吸收NO2生成CO2，,每4.6gNO2，即0.1mol NO2反應時轉移電子數為0.05mol，則反應的離子方程式：2NO2+ CO32﹣NO3﹣+ NO2﹣+CO2；

（4）①HNO2H++NO2-，則 ，求算得5.1×106；②根據電荷守恒式：c(H+)+c(Na+)=c(NO3-)+c(NO2-) +c(OH-)，可求c(NO3-)約為0.034mol/L；③滴入硝酸銀溶液后：c(NO2-)≈1.0×10-6mol/L，≈1.0×10-3mol/L，c(NO2-)×c(Ag＋)≈ 1.0×10-6×1.0×10-3＝1.0×10-9<Ksp(AgNO2)，故不能生成沉淀。