Question

【題目】合理控制、利用燃煤排放的CO2、SO2、CO是優化環境的有效途徑。

(1)CO2生產甲醇方法：CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH =a kJ·mol1；

已知：2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH=b kJ·mol1；

H2O(g)===H2O(l) ΔH=c kJ·mol1；

CH3OH(g)===CH3OH(l) ΔH=d kJ·mol1。

則表示CH3OH(l)燃燒熱的熱化學方程式為_________________________________。

(2)工業生產中用SO2為原料制取硫酸

①利用原電池將SO2 轉化法，如圖(a)所示，則負極的電極反應式為____________。

②電解Na2SO3溶液吸收SO2得到的NaHSO3法，如圖(b)所示，則陽極反應式______。

(3)光氣 (COCl2)是一種重要的化工原料，工業上通過Cl2(g)+CO(g) COCl2(g)的反應制備。根據圖(c)、圖(d)，回答下列問題：

①該反應的正反應是___________ 反應(填“放熱”或“吸熱”)。

②0~6 min內，反應的平均速率v(Cl2)＝_______；該溫度下的平衡常數為______。

③若恒溫恒容時，在第7 min 向體系中加入這三種物質各2 mol，則平衡_____移動(填“向左”、“向右”或“不”)。

④若恒溫恒壓時，初始投料濃度為c(Cl2)=0.7 mol/L、c(CO)=0.5 mol·L1、c(COCl2)=______mol·L1，最終達到化學平衡時，Cl2的體積分數與上述第6 min時的相同。

⑤第n min反應溫度表示為T(n )，則：T(8)_____T(15) (填“＞”、“＜”或“＝”)。

Answer 1

【答案】CH3OH(l)+O2(g) =CO2(g)+2H2O(l) △H=(b+2cad)kJ·mol1 SO22e+2H2O===4H＋+SO42- HSO3-+H2O-2e-===SO42-+3H+ 放熱 0.15 mol·L1·min1 30 向右 0.5 ＜

【解析】

(1)已知：①CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH =a kJ·mol1；②2H2(g)＋O2(g)= 2H2O(g) ΔH=b kJ·mol1；③H2O(g) =H2O(l) ΔH=c kJ·mol1；④CH3OH(g) =CH3OH(l) ΔH=d kJ·mol1；根據蓋斯定律，②×+③×2-①-④即可得CH3OH(l)+O2(g) =CO2(g)+2H2O(l)，據此計算△H；

(2)①依據原電池原理，負極是失電子發生氧化反應，二氧化硫失電子生成硫酸的過程；

②根據化合價變化判斷陽極反應物質，寫出陽極反應式；

(3)①圖(c)可知，達到平衡后升高溫度，平衡逆向移動；

②由圖可知，6min時Cl2的平衡濃度為0.3mol/L，濃度變化為1.2mol/L-0.3mol/L=0.9mol/L，根據v=計算v(Cl2)；該溫度下的平衡常數K=；

③原平衡時n(Cl2)：n(CO)：n(COCl2)=3：1：9，現在第7 min 向體系中加入這三種物質各2 mol，則反應物的濃度增大程度大些，平衡正向移動；

④改變初始投料濃度，保持反應溫度不變，則最終達到化學平衡時，Cl2的體積分數與上述第6min時Cl2的體積分數相同，則為等效平衡，完全轉化到左邊滿足Cl2濃度為1.2mol/L、CO濃度為1.0mol/L；

⑤第8min反應處于平衡狀態，在第10分鐘時是改變溫度使平衡向逆反應方向移動，由①升溫平衡向逆反應方向移動，可知正反應為放熱反應，升高溫度平衡向逆反應方向移動。

(1)已知：①CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH =a kJ·mol1；②2H2(g)＋O2(g)= 2H2O(g) ΔH=b kJ·mol1；③H2O(g) =H2O(l) ΔH=c kJ·mol1；④CH3OH(g) =CH3OH(l) ΔH=d kJ·mol1；根據蓋斯定律，②×+③×2-①-④即可得CH3OH(l)+O2(g) ===CO2(g)+2H2O(l)，則△H=(b+2cad)kJ·mol1，故表示CH3OH(l)燃燒熱的熱化學方程式為CH3OH(l)+O2(g) =CO2(g)+2H2O(l) △H=(b+2cad)kJ·mol1；

(2)①該原電池中，負極上失電子被氧化，二氧化硫到硫酸，硫的化合價升高，所以負極上投放的氣體是二氧化硫，二氧化硫失電子和水反應生成硫酸根離子和氫離子，所以負極上的電極反應式為：SO2-2e-+2H2O═SO42-+4H+；

②電解池中陽極和電源正極相連，失去電子，發生氧化反應，電解NaHSO3溶液可制得硫酸，硫的化合價升高，所以陽極是HSO3-溶液失去電子被氧化生成SO42-，則陽極電極反應式是：HSO3-+H2O-2e-=SO42-+3H+；

(3)①圖(c)可知，達到平衡后升高溫度，平衡逆向移動，則該反應的正反應是放熱反應；

②由圖可知，6min時Cl2的平衡濃度為0.3mol/L，濃度變化為1.2mol/L-0.3mol/L=0.9mol/L，則v(Cl2)====0.15 mol·L1·min1；

平衡時，c(COCl2)= 0.9mol/L，c(CO)= 0.1mol/L，則該溫度下的平衡常數K===30；

③6min時，平衡時c(Cl2)=0.3mol/L、c(CO)=0.1mol/L、c(COCl2)=0.9mol/L，則原平衡時n(Cl2)：n(CO)：n(COCl2)=3：1：9，現在第7min 加入體系中的三種物質各2mol，則反應物的濃度增大程度大些，平衡正向移動，即平衡向右移動；

④最終達到化學平衡時，Cl2的體積分數與上述第6min時Cl2的體積分數相同，即與原平衡為等效平衡，完全轉化到左邊滿足Cl2濃度為1.2mol/L、CO濃度為1.0mol/L，則：c(Cl2)0.7mol/L+c(COCl2)=1.2mol/L，c(CO)=0.5mol/L+c(COCl2)=1.0mol/L，故c(COCl2)=0.5mol/L；

⑤根據圖象，第8min反應處于平衡狀態，在第10分鐘時是改變溫度使平衡向逆反應方向移動，由①升溫平衡向逆反應方向移動，可知正反應為放熱反應，升高溫度平衡向逆反應方向移動，故T(8)＜T(15)。