Question

甲烷作為一種新能源在化學領域應用廣泛，請回答下列問題：
（1）以天然氣為原料制H₂是合成氨的一條重要的路線．甲烷的部分氧化可得到合成氨的原料氣H₂，其反應式如下：
①CH₄（g）+

1

2

O₂（g）=CO（g）+2H₂（g）△H₁=-35.6kJ?mol^-1
有研究認為甲烷部分氧化的機理為：
②CH₄（g）+2O₂（g）═CO₂（g）+2H₂O（g）△H₂=-890.3kJ?mol^-1
③CH₄（g）+CO₂（g）═2CO（g）+2H₂（g）△H₃=247.3kJ?mol^-1
請結合以上條件寫出CH₄和H₂O（g）生成CO和H₂的熱化學反應方程式：

 

．
（2）恒溫下，向一個2L的密閉容器中充入1molN₂和2.6molH₂，反應過程中對NH₃的濃度進行檢測，得到的數據如表所示：

時間/min	5	10	15	20	25	30
c（NH3）/（ mol?/L-1）	0.08	0.14	0.18	0.20	0.20	0.20

2溫度下此反應化學平衡平衡常數為

 

，前20min的平均速率v（H₂）為

 

．
②能提高反應中N₂的平衡轉化率的是

 

．
A．增加N₂的濃度  B．增加H₂的量 C．移出部分NH₃ D．提高反應溫度E．減小容器的容積 F．加入合適的催化劑

（3）如圖1表示合成NH₃反應在某段時間t₀→t₆中反應速率與反應過程的曲線圖，若t₁時改變的條件是升高溫度，則在下列到達化學平衡的時間段中，NH₃的體積分數最小的一段時間是（填寫下列序號，下同）

 

，化學平衡常數最大的一段時間是

 

．
A．t₀→t₁ B．t₂→t₃ C．t₃→t₄ D．t₅→t₆
t₄時改變的條件是

 

．
（4）如圖2所示，裝置I為甲烷燃料電池（電解質溶液為KOH溶液），通過裝置Ⅱ實現鐵棒上鍍銅．
①b處電極上發(fā)生的電極反應式是

 

．
②電度結束后，裝置I中溶液的pH

 

，裝置Ⅱ中Cu²⁺的物質的量濃度

 

．（填寫“變大”、“變小”或“不變”）
③若完全反應后，裝置Ⅱ中陰極質量增加12.8g，則裝置I中理論上消耗氧氣（標準狀況下）

 

L．

Answer 1

考點：化學平衡的計算,用蓋斯定律進行有關反應熱的計算,原電池和電解池的工作原理,用化學平衡常數進行計算

專題：

分析：（1）根據蓋斯定律來計算反應的焓變；
（2）根據“三行計算法”來確定反應達到化學平衡常數，依據圖表計算氨氣反應速率，反應速率之比等于化學方程式計量數之比計算得到氫氣反應速率；能提高反應中N₂的平衡轉化率，改變條件使平衡正向進行分析；
（3）分析圖象變化，若t₁時改變的條件是升高溫度，平衡逆向進行，正反應是放熱反應；t₃時刻改變的條件是加入催化劑，改變反應速率不改變化學平衡；t₄時刻正逆反應速率減小，平衡逆向進行，應是增大體積減小壓強；平衡常數隨溫度變化，不隨濃度、壓強變化；
（4）圖Ⅰ為原電池，為甲烷燃燒電池，燃料甲烷做原電池負極反應物失電子發(fā)生氧化反應，圖Ⅱ為電解池，鐵棒鍍銅，推斷鐵做電解池陰極，銅做電解池陽極；a為原電池負極，b為原電池正極；
①b處是氧氣得到電子發(fā)生的電極反應；
②原電池反應是堿性溶液中進行消耗氫氧根生成水，溶液PH減�。谎b置Ⅱ是電鍍陽極電極反應可知，銅離子濃度不變；
③依據原電池和電解池中電子守恒計算消耗甲烷的體積．

解答： 解：（1）①CH₄（g）+

1

2

O₂（g）=CO（g）+2H₂（g）△H₁=-35.6kJ?mol^-1
②CH₄（g）+2O₂（g）═CO₂（g）+2H₂O（g）△H₂=-890.3kJ?mol^-1
③CH₄（g）+CO₂（g）═2CO（g）+2H₂（g）△H₃=247.3kJ?mol^-1
結合蓋斯定律計算，①×2-②×

1

2

-③可知反應CH₄（g）+H₂O （g）=CO （g）+3H₂（g）△H=①×2-②×

1

2

-③×=250.3kJ?mol^-1；
故答案為：CH₄（g）+H₂O（g）=CO（g）+3H₂（g）△H=250.3kJ?mol^-1；
（2）根據反應N₂ +3H₂ ?2NH₃
初始濃度：0.5    1.3     0
變化濃度：0.1    0.3     0.2
平衡濃度：0.4    1.0     0.2
所以達到平衡時平衡常數K=

0．22

0.4×1.0

=0.1mol/L，前20min的平均速率v（H₂）=

3

2

v（NH₃）=

3

2

×

0.2mol/L

20min

=0.015mol/L?min；
N₂ +3H₂ ?2NH₃ ，反應是氣體體積減小的放熱反應，平衡正向進行能提高反應中N₂的平衡轉化率；
A．兩種反應物中增加一種會提高另一種的轉化率，本身轉化率減小，增加N₂的濃度，氮氣轉化率減小，故A錯誤；  
B．增加H₂的量會提高氮氣的轉化率，故B正確；
C．移出部分NH₃ ，減小生成物濃度，平衡正向進行，氮氣轉化率增大，故C正確；
D．反應是放熱反應，提高反應溫度，平衡逆向進行，氮氣轉化率減小，故D錯誤；
E．減小容器的容積，增大壓強，平衡正向進行，氮氣轉化率增大，故E正確；
 F．加入合適的催化劑改變反應速率，步步改變化學平衡，氮氣轉化率不變，故F錯誤；
故答案為：0.1mol/L；0.015mol/L?min；BCE；
（3）分析圖象變化，若t₁時改變的條件是升高溫度，平衡逆向進行，正反應是放熱反應；t₃時刻改變的條件是加入催化劑，改變反應速率不改變化學平衡；t₄時刻正逆反應速率減小，平衡逆向進行，應是增大體積減小壓強；平衡常數隨溫度變化，不隨濃度、壓強變化，依據條件改變和平衡移動方向分析，NH₃的體積分數最小的一段時間為 t₅→t₆，化學平衡常數隨溫度變化，不隨濃度，壓強變化，所以最大的一段時間t₀→t₁；上述分析可知t₄改變的條件是 減小壓強；
故答案為：D；A；減小壓強；
（4）圖Ⅰ為原電池，為甲烷燃燒電池，燃料甲烷做原電池負極反應物失電子發(fā)生氧化反應，圖Ⅱ為電解池，鐵棒鍍銅，推斷鐵做電解池陰極，銅做電解池陽極；a為原電池負極，b為原電池正極；
①b處是氧氣得到電子發(fā)生的電極反應；電極反應為：O₂+2H₂O+4e^-=4OH^-，故答案為：O₂+2H₂O+4e^-=4OH^-；
②原電池反應是堿性溶液中進行消耗氫氧根生成水，溶液PH減��；裝置Ⅱ是電鍍陽極電極反應可知，陽極電極反應為：Cu-2e^-=Cu²⁺，陰極電極反應為：Cu²⁺+2e^-=Cu，銅離子濃度不變，故答案為：變小；不變；
③裝置Ⅱ中陰極電極反應為Cu²⁺+2e^-=Cu，質量增加12.8g為銅物質的量為0.2mol，轉移電子為0.4mol，裝置I中負極電極反應為：CH₄+10OH^--8e^-=CO₃^2-+7H₂O理論上消耗氧氣物質的量為：0，1mol，標準狀況下的體積=0.1mol×22.4L/mol=2.24L，故答案為：2.24．

點評：本題考查化學平衡的計算判斷，化學平衡的三段式計算應用，熱化學方程式書寫和蓋斯定律計算應用，平衡影響因素的分析判斷，原電池、電解池原理的計算應用和電極書寫方法，圖象分析方法是解題關鍵，題目難度中等．