Question

【題目】 運用化學反應原理研究碳、氮、硫的化合物的反應對緩解環境污染、能源危機具有重要意義。

(1)有科學家經過研究發現，用CO2和H2在210~ 290℃， 催化劑條件下可轉化生成甲醇蒸汽和水蒸氣。230℃，向容器中投入0.5mol CO2和1.5mol H2.當CO2平衡轉化率達80%時放出的熱量為19. 6kJ，寫出該反應的熱化學方程式∶___________。

(2)在2L密閉容器中，起始投人4mol CO和6mol H2，在一定條件下發生反應CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)，平衡時僅改變溫度測得的數據如下表所示∶ (已知：T1＜T2)

溫度/℃	平衡時CH3OH的物質的量/ mol	化學平衡常數
T1	2.6	K1
T2	2.0	K2

①則K1_______(填“＞”“＜”或“=”) K2，原因是_________________。

②在T2下，經過10s達到化學平衡狀態，則0~ 10s內H2的平均速率v(H2)為_______，若維持條件不變再向容器中充入CO、H2和CH3OH各1mol，則v正_________(填“＞”“＜”或“=”)v逆。

(3)某科研小組設計的一個氮氧化物原電池 ，兩邊的陰影部分為 a、b惰性電極，分別用導線與燒杯的m、n惰性電極相連接，工作原理如圖：

①b極的電極反應式為_______________________。

②當有0.2mol O2-通過固體電解質時，則燒杯中m處的產物的物質的量為________。

(4)處理煙氣中SO2，也可采用堿液吸收法，已知25°C時，K(NH3 H2O)=1.8×10-5； Kcp(CaSO4)=7.1×10-5.

第1步∶用過量的濃氨水吸收SO2，并在空氣中氧化；

第2步∶加入石灰水，發生反應K。計算第2步中反應的K=_____________(列出計算式即可)。

Answer 1

【答案】 ＞ 溫度升高，n(CH3OH)減小，平衡逆向移動，H＜0，溫度升高K減小 0.2mol(Ls) ＜ 0.1mol

【解析】

根據物質的量與焓變的關系，換算成1mol二氧化碳氣體發生反應放出的熱量，注意水為氣體，寫出反應的熱化學方程式。溫度越高，甲醇的物質的量越小，平衡逆向移動，△H＜0，從而比較出K的大小。列出三段式，根據平均速率公式v進行計算，用Qc和K值的大小判斷平衡移動的方向。根據化合價的變化，判斷出正負極，根據電極反應計算出m處的產物的物質的量。根據化學平衡常數、電離平衡常數、溶度積進行計算。

(1)發生反應∶，已知，0.5mol CO2轉化率達80%時放熱19.6kJ，即0.5mol×80%=0.4mol，0.4mol CO2放熱19.6kJ，計算lmol二氧化碳發生反應放出的熱量為49kJ，從而確定△H，寫出熱化學方程式為：；

(2)①已知：T1＜T2，根據表格數據，溫度升高，n(CH3OH)在減小，平衡逆向移動，△H＜0，溫度升高K在減小，K1＞K2；

②在T2下，經過l0s達到化學平衡狀態。根據“三段式”∶

則0~10s內H2的平均速率，

若再同時增加各物質的量為1mol

K，

Qc＜K， 平衡正向移動，v正＞v逆；

(3)①如圖所示，氧氣在電極a由0價變為-2價，化合價降低得電子，a為正極，b極中NO變為NO2，氨的化合價由+2價變為+4價，化合價升高失電子，b為負極，電極反應式為；

②根據： ，當有0.2molO2-通過固體電解質時，轉移0.4mol電子。原電池正極與電解池陽極相連，a為正極，m為陽極，電解池中，水在陽極失電子，電極反應式為，根據電極式，轉移0.4mol電子生成0.1mol O2；

(4)根據Kb=，Ksp=c(Ca2+) c(SO42-)，反應的化學平衡常數

。