Question

【題目】氫氣既是一種優(yōu)質(zhì)的能源，又是一種重要化工原料，高純氫的制備是目前的研究熱點。

（1）甲烷水蒸氣催化重整是制備高純氫的方法之一，甲烷和水蒸氣反應的熱化學方程式是：

CH2(g)＋2H2O(g)CO2(g)＋4H2(g) △H＝+165.0kJ·mol－1

已知反應器中存在如下反應過程：

I.CH4(g)＋H2O(g)CO(g)＋3H2(g) △H1＝+206.4kJ·mol－1

II.CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g) △H2

根據(jù)上述信息計算：a＝___、△H2＝___。

（2）某溫度下，4molH2O和lmolCH4在體積為2L的剛性容器內(nèi)同時發(fā)生I、II反應，達平衡時，體系中n(CO)＝bmol、n(CO2)＝dmol，則該溫度下反應I的平衡常數(shù)K值為___(用字母表示)。

（3）欲增大CH4轉化為H2的平衡轉化率，可采取的措施有___(填標號)。

A.適當增大反應物投料比武n(H2O)：n(CH4)

B.提高壓強

C.分離出CO2

（4）H2用于工業(yè)合成氨：N2＋3H22NH3。將n(N2)：n(H2)＝1：3的混合氣體，勻速通過裝有催化劑的反應器反應，反應器溫度變化與從反應器排出氣體中NH3的體積分數(shù)φ(NH3)關系如圖，反應器溫度升高NH3的體積分數(shù)φ(NH3)先增大后減小的原因是___。

某溫度下，n(N2)：n(H2)＝1：3的混合氣體在剛性容器內(nèi)發(fā)生反應，起始氣體總壓為2×l07Pa，平衡時總壓為開始的90%，則H2的轉化率為___，氣體分壓(p分)＝氣體總壓(p總)×體積分數(shù)，用某物質(zhì)的平衡分壓代替物質(zhì)的量濃度也可以表示化學平衡常數(shù)(記作Kp)，此溫度下，該反應的化學平衡常數(shù)Kp＝___(分壓列計算式、不化簡)。

Answer 1

【答案】415.1 -41.4kJ·mol－1 AC 溫度低于T0時未達平衡，溫度升高、反應速率加快，NH3的體積分數(shù)增大;高于T0時反應達平衡,由于該反應是放熱反應，溫度升高平衡常數(shù)減小，NH3的體積分數(shù)減小 20%

【解析】

（1）根據(jù)△H1=反應物鍵能-生成物鍵能計算a；根據(jù)蓋斯定律計算△H2；

（2）根據(jù)K=計算；

（3）欲增大CH4轉化為H2的平衡轉化率要使平衡正向移動；

（4）溫度低于T0時未達平衡，高于T0時反應達平衡，該反應是放熱反應；根據(jù)壓強比等于氣體物質(zhì)的量之比進行計算；

（1）反應CH4(g)＋H2O(g)CO(g)＋3H2(g) △H1＝=4a kJ·mol－1+2×465 kJ·mol－1-(1076 kJ·mol－1+3×436 kJ·mol－1)= +206.4kJ·mol－1，解得a=415.1 kJ·mol－1；ⅢCH2(g)＋2H2O(g)CO2(g)＋4H2(g) △H＝+165.0kJ·mol－1，I.CH4(g)＋H2O(g)CO(g)＋3H2(g) △H1＝+206.4kJ·mol－1，根據(jù)蓋斯定律可知II=Ⅲ- I，所以△H2=△H-△H1=+165.0kJ·mol－1-206.4kJ·mol－1=-41.4kJ·mol－1，

故答案為：415.1；-41.4kJ·mol－1；

（2）由n(CO2)＝dmol可知反應II生成的n(H2)= dmol，同時消耗的n(CO)=dmol，消耗的n(H2O)=dmol，則在反應I中生成的n(CO)=(b+d)mol，消耗的n(CH4)= (b+d)mol，消耗的n(H2O)= (b+d)mol，生成的n(H2)=(3b+3d)mol，則平衡時體系內(nèi)：n(CH4)=(1-b-d)mol、n(H2O)=(4-b-2d)mol、n(CO)=bmol、n(H2)=(3b+4d)mol，容器體積為2L，故平衡常數(shù) ，

故答案為：；

（3）A.適當增大反應物投料比武n(H2O)：n(CH4)，增大水的量促進甲烷轉化成CO，促進CO轉化成CO2，故A正確；

B.提高壓強，反應I平衡左移，故B錯誤；

C.分離出CO2可使平衡右移，故C正確；

故答案為：AC；

（4）溫度低于T0時未達平衡，溫度升高、反應速率加快，NH3的體積分數(shù)增大;高于T0時反應達平衡,由于該反應是放熱反應，溫度升高平衡常數(shù)減小，NH3的體積分數(shù)減�。�

設初始加入的N2為1 mol、H2為3 mol ，溫度、體積一定時氣體物質(zhì)的量之比等于壓強之比，氣體物質(zhì)的量減少4×10 % =0.4 mol；

其中p0=2×l07Pa ；

H2的轉化率為0.6/3=20%；

平衡常數(shù)

故答案為：溫度低于T0時未達平衡，溫度升高、反應速率加快，NH3的體積分數(shù)增大;高于T0時反應達平衡,由于該反應是放熱反應，溫度升高平衡常數(shù)減小，NH3的體積分數(shù)減��；20%；。