Question

【題目】氫氣是一種重要的工業原料和清潔能源，可用作合成氨、合成甲醇、合成鹽酸的原料，冶金用還原劑等。

（1）已知：CH4(g)+H2O(g)CO(g)+3H2(g) ΔH=+206.2 kJ·mol1。

CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g) ΔH=+247.4 kJ·mol1

則反應CH4(g)+2H2O(g)CO2(g)+4H2(g) ΔH= _______kJ·mol1。

（2）工業合成氨的反應原理為N2(g)+3H2(g)2NH3(g) ΔH=92.4 kJ·mol1。

①該反應中的H2制取成本較高，工業生產中往往追求H2的轉化率。增大H2的平衡轉化率的措施有_______（填字母代號）。

a．增大壓強

b．升高溫度

c．增大N2濃度

d．及時移走生成物NH3

e．使用高效催化劑

②升高溫度，該可逆反應的平衡常數K__________（填“增大”“不變”或“減小”）。

③某溫度下，把10 mol N2與28 mol H2置于容積為10 L的恒容密閉容器內，10 min時反應達到平衡狀態，測得平均速率v(NH3)=0.12 mol·L1·min1，H2的平衡轉化率為_______（保留三位有效數字），則該溫度下反應的平衡常數K=_______。

（3）下圖所示裝置工作時均與H2有關。

①圖l所示裝置，通入H2的管口是______（填字母），正極反應式為___________________。

②圖2是實驗室制備H2的實驗裝置，在漏斗中加入1 mL CuSO4溶液，可觀察到氣泡生成速率明顯加快，原因是_____________________，若反應裝置中硫酸過量，則加入CuSO4溶液后，生成的氫氣量__________（填“增大”“不變”或“減小”）。

Answer 1

【答案】+165.0 acd 減小 64.3％ 3.6 mol2·L2 b O2+2H2O+4e4OH Zn還原出Cu，Cu、Zn與硫酸形成原電池 減小

【解析】

（1）利用蓋斯定律，使第一個熱化學方程式乘2，然后減去第二個熱化學方程式，可得新的熱化學方程式CH4(g)+2H2O(g)＝CO2(g)+4H2(g) ΔH=+165.0 kJ·mol1。

（2）①N2(g)+3H2(g)2NH3(g) ΔH=92.4 kJ·mol1，該反應為氣體物質的量減小、放熱的反應，故增大壓強，降低溫度，可使平衡正向移動，H2轉化率提高；增大一種反應物的濃度，可提高另外反應物的轉化率；及時移走生成物，可使平衡正向移動，反應物轉化率提高；催化劑只能提高反應速率，不能改變化學平衡，答案選acd。

②該反應為放熱反應，故升溫平衡逆向移動，平衡常數減小。

③平衡生成的n(NH3)為0.12 mol·L1·min1×10 L×10 min=12 mol，故消耗的H2為18 mol，其轉化率為18 mol/28 mol×100%=64.3％；平衡時，c(N2)=(10 mol 6 mol)/10 L=0.4 mol/L，c(H2)=(28 mol18 mol)/10 L=1 mol/L，c(NH3)=12 mol/10 L=1.2 mol/L，平衡常數K===3.6 (mol2·L2)。

（3）①由圖1中OH移動方向可知b為負極，是H2發生氧化反應的電極；正極為O2得電子與水反應生成OH，電極反應式為O2+2H2O+4e＝4OH；

②加入CuSO4后，Cu2+與Zn發生置換反應生成Cu，Cu、Zn與硫酸形成原電池，使生成H2的速率加快。由于部分Zn參與置換反應，故生成氫氣的量減小。