Question

【題目】氫氣在工業合成中廣范應用。

(1)通過下列反應可以制備甲醇：

CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) ΔH=-90.8kJ/mol，

CO2(g)＋H2(g)CO(g)+H2O(g) ΔH=+41.3kJ/mol

請寫出由CO2和H2制取甲醇的熱化學方程式______________。

(2)己知合成氨的反應為：N2+3H22NH3 △H<0。某溫度度下，若將1molN2和2.8molH2分別投入到初始體積為2L的恒溫恒容、恒溫恒壓和怛容絕熱的三個密閉容器中，測得反應過程中三個容器（用a、b、c表示）內N2的轉化率隨時間的變化如圖所示，請冋答下列問題：

①圖中代表反應在恒容絕熱容器中進行的曲線是________(用a、b、c表示)。

②曲線a條件下該反應的平衡常數K=_____________。

③b容器中M點，v(正)________v(逆）（填“大于”、“小于”或“等于”）。

(3)利用氨氣可以設計成高能環保燃料電池，用該電池電解含有NO2-的堿性工業廢水，在陰極產生N2。陰極電極反應式為________；標準狀況下，當陰極收集到11.2LN2時，理論上消耗NH3的體積為_____________。

(4)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-+H2ONH3H2O+H2CO3的平衡常數K=_______。

(已知常溫下NH3H2O的電離平衡常數Kb=2×10-5，H2CO3的電離平衡常數K1=4×10-7, K2=4×10-11)

Answer 1

【答案】 CO2(g) +3H2(g) CH3OH(g) +H2O(g) △H=-49.5 kJ·mol-1 c 800 小于 2NO3-+6e-+4H2O=N2+8OH- 22.4L > 1.25×10-3

【解析】（1）已知：① CO(g) + 2H2(g)CH3OH(g) ΔH1= -90.8kJ/mol，

②CO2(g)＋H2(g)CO(g)+ H2O (g)ΔH2=+41.3kJ/mol，根據蓋斯定律，①+②可得CO2(g) +3H2(g) CH3OH(g) +H2O(g) ，則 △H=（ -90.8kJ/mol）+（+41.3kJ/mol）=-49.5 kJ·mol-1 ，故CO2和H2制取甲醇的熱化學方程式為CO2(g) +3H2(g) CH3OH(g) +H2O(g) △H=-49.5 kJ·mol-1 ；

（2）①N2+3H22NH3△H＜0，而恒容絕熱容器中進行，所以體系溫度最高，反應速率最快，達平衡的時間最短，而由圖可知消耗時間最短的是c，故選：c；
②平衡常數是溫度的函數，溫度不變K不變，而曲線a和曲線b的溫度相同，
N2 + 3H2 2NH3，
初起：1mol2.8mol 0
變化：0.8mol2.4mol 1.6mol
平衡：0.2mol0.4mol 1.6mol
所以Kb==800=Ka；
③b容器中M點，最終達平衡狀態，所以氮氣的轉化率減小，平衡逆向移動，則v（正）小于v（逆）；
（3）陰極發生還原反應，電極反應式為2NO2-+6e-+4H2O=N2↑+8OH-；陰極收集到1l.2LN2時，即物質的量為0.5mol，轉移電子數的物質的量為：3mol，所以消耗氨氣的物質的量為：1mol，則標況下的體積為22.4L；

（4）根據鹽類水解規律，已知NH3．H2O的電離平衡常數K=1.75×10-5，H2CO3的電離平衡常數K1=4.4×10-7，K2=4.7×10-11，所以碳酸氫根的水解程度更大，溶液中c(NH4+)＞c(HCO3-) ；反應NH4++HCO3-+H2O═NH3．H2O+H2CO3的平衡常數K===1.25×10-3。