Question

【題目】研究CO2、CO是處理方法對環(huán)境保護用重要意義。

(1)已知：①CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) △H=+41kJ·mol-1

②C(g)+2H2(g)CH4(g) △H=-73kJ·mol-1

③2CO(g)C(g)+CO2(g) △H=-171kJ·mol-1

則CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g) △H=__________。

(2)CO2與H2反應可合成甲醇：CO2(g)+3H2(g)CH4(g)+H2O(g)

某溫度下，將1molCO2和3molH2充入探究不變的2L密閉容器中，發(fā)生上述反應。測得不同時刻的反應前后壓強關系如下：

時間(h)	1	2	3	4	5	6
P后/p前	0.90	0.85	0.82	0.81	0.80	0.80

①用CO2表示第1小時反應的平均速率v(CO2)=_______mol·L-1·h-1。

②該溫度下的H2平衡轉(zhuǎn)化率為______________。

(3)CO2與NH3反應可合成尿素：CO2(g)+2NH3(g)CO(NH2)2(s)+H2O(g)

在T1℃時，將1molCO2和2molNH3置于1L密閉容器中，發(fā)生上述反應，在t時刻，測得容器中CO2轉(zhuǎn)化率約為73%。保護其他初始實驗條件不變，分別在溫度為T2℃、T3℃、T4℃、T5℃時，重復上述實驗，經(jīng)過相同時間測得CO2轉(zhuǎn)化率并繪制變化曲線如圖所示：

①該反應的△H______0(填“>”或“<”)

②T4℃時該反應的平衡常數(shù)K=___________。

③在T1℃～T3℃之間，CO2轉(zhuǎn)化率逐漸增大，其原因是____________________。

(4)工業(yè)上常用高濃度的K2CO3溶液吸收CO2，得溶液X，再利用電解法使K2CO3溶液再生，其裝置示意圖如圖所示

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①陽極區(qū)產(chǎn)生CO2的原因是______________(用離子方程式表示)。

②利用平衡移動原理，簡述CO32-在陰極區(qū)再生的原因_____________。

Answer 1

【答案】 -162kJ·mol-1 0.1 40% < 12(mol·L-1)-2 在T1℃~T3℃之間反應未達到平衡狀態(tài)，且v(正)>v(逆)，溫度越高，CO2轉(zhuǎn)化率越大（合理即可） H++HCO3-=H2O+CO2↑ HCO3-存在電離平衡：HCO3-H++CO32-，陰極H+放電濃度減小平衡右移， CO32-再生；或陰極H+放電OH-濃度增大，OH-與HCO3-反應生成CO32- ，CO32-再生。（合理即可）

【解析】(1)已知：①CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) △H=+41kJ·mol-1

②C(g)+2H2(g)CH4(g) △H=-73kJ·mol-1

③2CO(g)C(g)+CO2(g) △H=-171kJ·mol-1

根據(jù)蓋斯定律①×2+②+③即得到CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g) △H=-162kJ·mol-1。

(2) CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)

起始量（mol） 1 3 0 0

轉(zhuǎn)化量（mol） x 3x x x

平衡量（mol） 1－x 3－3x x x

①1h后有 ，解得x＝0.2，所以用CO2表示第1小時反應的平均速率v(CO2)＝＝0.1mol·L-1·h-1。②平衡時有，解得x＝0.4，所以該溫度下的H2平衡轉(zhuǎn)化率為3x/3×100%＝40%。

(3)①轉(zhuǎn)化率達到最大值后升高溫度轉(zhuǎn)化率降低，這說明正反應是放熱反應，即該反應的△H＜0；②T4℃時CO2轉(zhuǎn)化率是0.75，則

2NH3(g) +CO2(g) CO(NH2)2(s)+H2O(g)

起始量（mol） 2 1 0 0

變化量（mol）0.75×2 0.75 0.75 0.75

平衡量（mol）0.5 0.25 0.75 0.75

平衡常數(shù)K=

③由于在T1℃~T3℃之間反應未達到平衡狀態(tài)，且v(正)>v(逆)，溫度越高，CO2轉(zhuǎn)化率越大

(4)①陽極區(qū)氫氧根放電，產(chǎn)生氫離子，氫離子和碳酸氫根反應生成CO2，方程式為H++HCO3-=H2O+CO2↑。②溶液中HCO3-存在電離平衡：HCO3-H+CO32-，陰極H+放電濃度減小平衡右移，CO32-再生；或陰極H+放電OH-濃度增大，OH-與HCO3-反應生成CO32-，CO32-再生。