Question

【題目】新技術的開發(fā)應用，不僅有利于改善環(huán)境質量，而且能充分開發(fā)“廢物”的潛在價值。

回答下列問題：

（1）用煙道氣與氫氣來合成甲醇涉及到如下幾個反應：

①CO(g)+2H2(g)=CH3OH(g) △H=-91kJ·mol-1

②2CO2(g)=2CO(g)+O2(g) △H=+566kJ·mol-1

③2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) △H=-483.6kJ·mol-1

④CO2(g)+3H2(g)=CH3OH(g)+H2O(g)H=__kJ·mol-1。

（2）在容積均為2L的兩個恒容密閉容器中發(fā)生反應CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)，有關數據如下：

①800°C時該反應的平衡常數K=__。

②容器2中x=__，n=___。

③若800℃起始時，在2L恒容密閉容器中加入CO、H2O、CO2、H2各1mol，則此時v正__v逆(填“>”“<”或“=”)。

（3）反應(NH4)2CO3+H2O+CO22NH4HCO3OH可用于捕捉空氣中的CO2，為研究溫度對(NH4)2CO3捕獲CO2效率的影響，在某溫度T1下，將一定量的(NH4)2CO3溶液置于密閉容器中，并充入一定量的CO2氣體，在t時刻，測得容器中CO2氣體的濃度。然后分別在溫度為T2、T3、T4、T5下，保持其他初始實驗條件不變，重復上述實驗，經過相同時間測定CO2氣體的濃度，得到的曲線圖如圖：

①H__0(填“>”“<”或“=”)。T1~T2區(qū)間，c(CO2)變化的原因是___。

②已知常溫下NH3·H2O的電離常數K=1.8×10-5，碳酸的電離常數K1=4.4×10-7、K2=4.7×10-11，則恰好完全反應時所得的NH4HCO3溶液中c(H+)__c(OH-)(填“>”“<”或“=”)。

③在圖中所示五種溫度下，該反應的平衡常數最大的溫度是__。

Answer 1

【答案】-49.8 1 或66.7% = < T1~ T2區(qū)間，反應未平衡，溫度上升反應速率加快，相同時間內捕捉的CO2越多，剩余的二氧化碳濃度就越小 < T1

【解析】

(1))已知①CO(g)+2H2 (g)═CH3OH(g)△H=-91kJmol-1
②2CO2 (g)═2CO(g)+O2(g)△H=+566.0 kJmol-1
③2H2(g)+O2(g)═2H2O(g)△H=-483.6 kJmol-1 ．
由蓋斯定律可知，①+(②+③)得CO2(g)+3H2(g)═CH3OH(g)+H2O(g)，△H=-91kJmol-1 +×(566.0 kJmol-1-483.6 kJmol-1 )=-49.8kJmol-1；

(2)①容器體積為2L，所以初始c(CO)=，c(H2)=；平衡時CO的轉化率為，即轉化mol·L-1，列三段式：

根據平衡常數的概念可知K==1；

②達到平衡時氫氣的物質的量為nmol，則其濃度c(H2)=，列三段式有：

溫度不變平衡常數不變，所以平衡常數K==1，解得n=mol，CO的轉化率為；

③在2 L恒容密閉容器中加入CO、H2O、CO2、H2各1 mol，該反應前后氣體系數之和相同，所以可用物質的量代替濃度計算，此時濃度商Q==K，所以平衡不發(fā)生移動，即v正=v逆；

(3)①T3溫度之前隨溫度上升，反應速率加快，所以相同時間內測得的CO2濃度下降，T3溫度之后，在相同時間內反應已達到平衡，溫度上升，平衡左移，CO2濃度上升，說明該反應的正反應為放熱反應，即H<0；T1~ T2區(qū)間，反應未平衡，溫度上升反應速率加快，相同時間內捕捉的CO2越多，剩余的二氧化碳濃度就越��；

②銨根的水解使溶液顯酸性，碳酸氫根水解使溶液顯堿性，銨根的水解平衡常數Kh=，碳酸氫根的水解平衡常數Kh=，比較可知碳酸氫根的水解程度大于銨根的水解程度，所以溶液顯堿性，即c(H+)<c(OH- )；

③根據①可知該反應為放熱反應，溫度越高平衡常數越小，所以T1溫度時平衡常數最大。