Question

【題目】I．氫氣在工業(yè)合成中應用廣泛。

（1）通過下列反應可以制備甲醇

①CO（g）+2H2（g）=CH3OH（g） △H=－90.8kJ·mol－1

②CO2（g）+H2（g）=CO（g）+H2O（g） △H=+41.3kJ·mol－1

請寫出由CO2和H2制取甲醇的熱化學方程式：______________________。

Ⅱ．CH4可以消除氮氧化物的污染，主要反應原理為

CH4（g）+2NO2（g）=CO2（g）+2H2O（g）+N2（g） △H=－868.7kJ·mol－1

（2）在3.00L密閉容器中通入1 mol CH4和2 mol NO2，在一定溫度下進行上述反應，反應時間（t）與容器內氣體總壓強（p）的數(shù)據(jù)見下表：

反應時間t/min	0	2	4	6	8	10
總壓強P/×100kPa	4.80	5.44	5.76	5.92	6.00	6.00

由表中數(shù)據(jù)計算，0~4min內v（NO2）=___________，該溫度下的平衡常數(shù)K=___________。

（3）在一恒容裝置中通入一定量CH4和NO2，測得在相同時間內和不同溫度下，NO2的轉化率如下圖。則下列敘述正確的是___________。

A 若溫度維持在200℃更長時間，NO2的轉化率將大于19%

B 反應速率b點的v（逆）>e點的（逆）

C 平衡常數(shù)：c點=d點

D b點反應未達到平衡

（4）利用氨氣可以設計高能環(huán)保燃料電池，用該電池電解含有NO3－的堿性工業(yè)廢水，在陰極產(chǎn)生N2。陰極的電極反應式為______________________；在標準狀況下，當陰極收集到13.44LN2時，理論上消耗NH3的體積為___________。

（5）常溫下，用氨水吸收CO2可得到NH4HCO3溶液，在 NH4HCO3溶液中c（NH4+）___________c（HCO3－）（填“>”“<”或“=”）；反應NH4++HCO3－+H2ONH3·H2O+H2CO3的平衡常數(shù)K=___________。（已知常溫下NH3·H2O的電離平衡常數(shù)Kb=2×10－5，H2CO3的電離平衡常數(shù)K1=4×10－7，K2=4×10－11）

Answer 1

【答案】 0.1mol·L-1·min-1 6.75 AD 44.8L > 1.25×10-3

【解析】

（1）由蓋斯定律計算可得；

（2）由題給數(shù)據(jù)建立三段式，依據(jù)壓強之比等于物質的量比計算0~4min和平衡時各物質的物質的量，運用化學反應速率和化學平衡常數(shù)公式計算；

（3）由圖可知，溫度400℃、500℃轉化率最大，反應達到平衡狀態(tài)，400℃之前反應沒有到達平衡狀態(tài)，該反應為放熱反應，500℃之后升高溫度，平衡向逆反應方向移動，NO2的轉化率降低；

（4）由題給信息可知，NO2－在陰極上得電子發(fā)生還原反應生成N2；由得失電子數(shù)目守恒計算理論上消耗NH3的體積；

（5）由電離常數(shù)大小判斷溶液中HCO3-和NH4+的水解程度；找出化學平衡常數(shù)與水的離子積常數(shù)和電離常數(shù)的關系計算。

（1）由蓋斯定律可知，①+②得CO2和H2制取甲醇的熱化學方程式CO2（g）+3H2（g）= CH3OH（g）+H2O（g），△H=△H1+△H2=（－90.8kJ·mol－1）+（+41.3kJ·mol－1）=－49.5kJ·mol－1，故答案為：CO2（g）+3H2（g）= CH3OH（g）+H2O（g）△H=－49.5kJ·mol－1；

（2）設0~4min內CH4的消耗量為x，由題意建立如下三段式：

CH4（g）+2NO2（g）CO2（g）+2H2O（g）+N2（g）

起（mol） 1 2 0 0 0

變（mol） x 2x x 2x x

4min（mol）1—x 2—2x x 2x x

由=得關系式=，解得x=0.6mol，則0~4min內v（NO2）===0.1mol·L-1·min-1；由表中數(shù)據(jù)可知，8min時反應達到平衡，設CH4的消耗量為y，由題意建立如下三段式：

CH4（g）+2NO2（g）CO2（g）+2H2O（g）+N2（g）

起（mol） 1 2 0 0 0

變（mol） y 2y y 2y y

平（mol） 1—y 2—2y y 2y y

由=得關系式=，解得y=0.75mol，平衡時c（CH4）、c（NO2）、c（CO2）、c（H2O）、c（N2）分別為mol/L、mol/L、mol/L、mol/L、mol/L，則化學平衡常數(shù)K===6.75，故答案為：0.1mol·L-1·min-1；6.75；

（3）A、圖中200℃時，反應沒有到達平衡，向正反應進行，溫度維持在200℃更長時間，NO2的轉化率將大于19%，故正確；

B、溫度越高，化學反應速率越大，由圖可知b點反應溫度低于e點反應溫度，則b點的v (逆) <e點的v (逆)，故錯誤；

C、該反應為放熱反應，升高溫度，平衡向逆反應方向移動，化學平衡常數(shù)減小，由圖可知c點反應溫度低于d點反應溫度，則化學平衡常數(shù)c>d，故錯誤；

D、由圖可知，溫度400℃、500℃轉化率最大，反應達到平衡狀態(tài)，400℃之前反應沒有到達平衡狀態(tài)，則b點反應未達到平衡，故正確；

AD正確，故答案為：AD；

（4）由題給信息NO3－→N2可知，N元素化合價由＋3價→0價，NO2－在陰極上得電子發(fā)生還原反應生成N2，電極反應式為2NO3－＋6H2O＋10e－=N2↑＋12OH－；標況下，13.44LN2的物質的量為=0.6mol，NH3在陽極上失電子發(fā)生氧化反應生成N2，由得失電子守恒可得n(NH3)×3=n(N2)×10，解得n(NH3)=2mol，體積為2mol×22.4L/mol=44.8L，故答案為：2NO3－＋6H2O＋10e－=N2↑＋12OH－；44.8；

（5）由NH3．H2O的電離平衡常數(shù)Kb=2×10-5，H2CO3的電離平衡常數(shù)K1=4×10-7可知在溶液中NH3．H2O的電離大于H2CO3的電離，則溶液中HCO3-的水解程度大于NH4+，所以NH4HCO3溶液中c（NH4+） 大于c（HCO3-）；反應NH4++HCO3－+H2ONH3·H2O+H2CO3的平衡常數(shù)K=====1.25×10-3，故答案為：＞；1.25×10-3。