Question

【題目】蘊藏在海底的大量“可燃冰”，其開發利用是當前解決能源危機的重要課題。用甲烷制水煤氣(CO、H2)，再合成甲醇可以代替日益供應緊張的燃油。下面是產生水煤氣的幾種方法：
① CH4(g)＋H2O (g)＝CO (g)＋3H2(g) △H1＝+206.2kJ·mol-1
② CH4(g)＋ O2(g)＝CO(g)＋2H2(g) △H2=－35.4 kJ·mol-1
③ CH4 (g)＋2H2O (g)＝CO2 (g)＋4H2(g) △H3＝+165.0 kJ·mol-1
（1）CH4(g)與CO2 (g)反應生成CO(g)和H2(g)的熱化學方程式為。
（2）也可將CH4設計成燃料電池，來解決能源問題，如下圖裝置所示。持續通入甲烷，在標準狀況下，消耗甲烷VL。

①0＜V≤33.6L時，負極電極反應為。
②V=44.8L時，溶液中離子濃度大小關系為。
（3）工業合成氨時，合成塔中每產生1molNH3 ， 放出46.1kJ的熱量。
某小組研究在上述溫度下該反應過程中的能量變化。他們分別在體積均為VL的兩個恒溫恒容密閉容器中加入一定量的反應物，使其在相同溫度下發生反應。相關數據如下：

容器 編號	起始時各物質物質的量/mol			達到平衡的時間	達平衡時體系 能量的變化/kJ
	N2	H2	NH3
①	1	4	0	t1 min	放出熱量：36.88kJ
②	2	8	0	t2 min	放出熱量：Q

①容器①中，0-t1時間的平均反應速率為υ(H2)=。
②下列敘述正確的是 (填字母序號)。
a．平衡時，兩容器中H2的體積分數相等
b．容器②中反應達平衡狀態時，Q＞73.76kJ
c．反應開始時，兩容器中反應的化學反應速率相等
d．平衡時，容器中N2的轉化率：①<②
e．兩容器達到平衡時所用時間t1>t2
（4）下圖是在反應器中將N2和H2按物質的量之比為1:3充入后，在200℃、400℃、600℃下，反應達到平衡時，混合物中NH3的體積分數隨壓強的變化曲線。

①曲線a對應的溫度是。
②上圖中M、N、Q點平衡常數K的大小關系是 。
③M點對應的H2轉化率是。

Answer 1

【答案】
（1）CH4(g)+CO2(g)=2CO(g)+2H2(g) △H=247.4KJ/mol
（2）CH4-8e-+10OH-=CO32-+7H2O；c(K+)> c(HCO3-)> c(CO32-)> c(OH-)> c(H+)
（3） mol/(L·min)；bde
（4）200℃；Q=M>N；75%；
【解析】（1）根據蓋斯定律可知，①×2-③可得CH4(g)+CO2(g)=2CO(g)+2H2(g)，
所以其△H=[(+206.2)×2-(+165.0)]kJmol-1=+247.4 kJmol-1 ， 所以CH4(g)與CO2(g)反應生成CO(g)和H2(g)的熱化學方程式為CH4(g)+CO2(g)=2CO(g)+2H2(g)△H=+247.4 kJmol-1；
（2）n(KOH)=1.5mol/L×2L=3mol，可能先后發生反應①CH4+2O2→CO2+2H2O、②CO2+2KOH=K2CO3+H2O、③K2CO3+CO2+H2O=2KHCO3；①當0＜V≤33.6 L時，0＜n(CH4)≤1.5mol，則0＜n(CO2)≤1.5mol，發生反應①②，生成碳酸鉀，則負極反應式為CH4-8e-+10OH-=CO32-+7H2O，故答案為：CH4-8e-+10OH-=CO32-+7H2O；②當V=44.8L時，n(CH4)=2mol，n(CO2)=2mol，則電池總反應式為2CH4+4O2+3KOH=K2CO3+KHCO3+5H2O，則得到1molK2CO3和1molKHCO3的溶液，則c(K+)＞c(HCO3-)＞c(CO32-)＞c(OH-)＞c(H+)，故答案為：c(K+)＞c(HCO3-)＞c(CO32-)＞c(OH-)＞c(H+)；
（3）①容器①中達到平衡時，生成的氨氣的物質的量為 =0.8mol，因此反應的化學反應速率為v(H2)= = = mol/(L·min)；
②a、容器②中壓強大于容器①，增大壓強，平衡向正反應方向移動，平衡時，兩容器中H2的體積分數不等，故a錯誤；
b、容器②中壓強大于容器①，增大壓強，平衡向正反應方向移動，放出的熱量更多，大于容器①中放出熱量的2倍，故b正確；
c、反應起始濃度不同，反應速率不同，故c錯誤；
d、恒溫恒容容器中實驗②起始量相當于實驗①的2倍，相當于增大壓強，增大壓強，平衡向正反應方向移動，轉化率增大，故d正確；
e、容器②中壓強大于容器①，壓強越大，反應速率越快，達到平衡時所用時間越少，故兩容器達到平衡時所用時間t1>t2 ， 故e正確；故選bde；
（4）①合成氨反應放熱，溫度越低氨氣的百分含量越高，所以，曲線a對應的溫度是200℃，故答案為：200℃；
②K只受溫度影響，該反應溫度升高時K值減小，b是400℃，c是600℃，上圖中M、N、Q點平衡常數K的大小關系是K(M)=K(Q)＞K(N)，故答案為：Q=M>N；
③

	3N2(g)+	3H2(g)	2NH3(g)
起始（mol）	1	3	0
轉化（mol）	x	3x	2x
平衡（mol）	x	3-3x	2x

據題意M點時： =60%，x= ，
則氫氣的轉化率為： ×100%=75%
故答案為：（1）CH4(g)+CO2(g)=2CO(g)+2H2(g)△H=+247.4 kJmol-1；（2）CH4-8e-+10OH-=CO32-+7H2O；c(K+)> c(HCO3-)> c(CO32-)> c(OH-)> c(H+)；（3）；bde；（4）75%；
（1）根據蓋斯定律書寫熱化學方程式；
（2）①當0＜V≤33.6 L時，反應生成K2CO3；據此寫出負極電極反應式；
②當V=44.8L時，反應生成等量的K2CO3、KHCO3 ， 結合水解程度的大小比較，確定溶液中離子濃度；
（3）①根據反應速率的計算公式計算；
②結合平衡移動、反應速率的影響因素進行選項分析；
（4）①該反應為放熱反應，溫度越高，氨氣的含量越小；
②平衡常數只受溫度的影響，吸熱反應，溫度升高，平衡常數增大；
③結合三段式進行計算；