Question

【題目】我們在實驗室模擬工業(yè)制氨的過程，以探究外界條件對平衡的影響。

查閱資料，獲得以下鍵能數(shù)據(jù)：

化學鍵	N≡N	H-H	N-H
鍵能/(kJ/mol)	946	436	391

（1）計算工業(yè)合成氨反應的反應熱：N2(g)+3H2(g)2NH3(g) △H=________kJ/mol

（2）一定溫度下，向一個恒壓容器中充入N2 0.6mol，H2 0.5mol，在一定溫度下進行反應：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)，達到平衡時，N2的轉(zhuǎn)化率為1/6，此時容器的體積為1L。

①該溫度時容器中平衡體系的平衡常數(shù)是________。

②若保持平衡時的溫度和壓強不變，繼續(xù)向平衡體系中通入氖氣，則平衡將____(填“正向”，“逆向”或“不”)移動。

（3）在兩個壓強相等，溫度分別為T1和T2的容器中充入由1molN2和3molH2組成的混合氣體，發(fā)生反應N2(g)+3H2(g)2NH3(g)，平衡后改變?nèi)萜黧w積，容器內(nèi) N2的體積分數(shù)隨壓強的變化如圖所示。據(jù)圖判斷下列說法正確的是____（填標號）。

a．A、B、C三點的平衡常數(shù)大小關系：KA<KB<KC

b．A點和B點混合氣體的密度大小關系：A<B

c．A點和C點混合氣體的平均相對分子質(zhì)量大小關系：A>C

（4）合成氨工業(yè)會產(chǎn)生大量副產(chǎn)物CO2，工業(yè)上常用高濃度的K2CO3溶液吸收CO2得溶液X，再利用電解法使K2CO3溶液再生，其裝置如圖所示：

①在陽極區(qū)發(fā)生的反應包括____________________和H++ HCO3-=H2O+CO2↑。

②簡述CO32-在陰極區(qū)再生的原理___________________________。

③再生裝置中產(chǎn)生的CO2和H2在一定條件下反應生成甲醇，

工業(yè)上利用該反應合成甲醇。已知：25℃，101KPa下：

2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) ΔH1=—484kJ/mol

2CH3OH(g)+3O2(g)=2CO2 (g)+4H2O(g) ΔH2=—1352kJ/mol

寫出CO2和H2生成1molCH3OH(g)的熱化學方程式______________________。

Answer 1

【答案】—92 10 逆向 b 4OH--4e-=O2↑ +2H2O 溶液中HCO3-存在電離平衡：HCO3-CO32-+H+，陰極H+放電，c（H+）減少平衡右移CO32-再生（或陰極H+放電，使c（OH-）增大，OH-與HCO3-反應生成CO32-） CO2（g）+3H2（g）= CH3OH（g）+H2O（g） △H=-50kJ/mol

【解析】

根據(jù)鍵能計算反應熱；根據(jù)三段式計算平衡常數(shù)、化學平衡原理判斷平衡移動方向；根據(jù)電解池原理書寫電極反應式；根據(jù)蓋斯定律計算并書寫熱化學方程式。

（1）反應熱等于反應物中鍵能總和減去生成物中鍵能總和：即△H=946kJ/mol+436kJ/mol×3-391kJ/mol×6=-92kJ/mol；

（2）用三段式法對數(shù)據(jù)進行處理得：

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

起始（mol） 0.6 0.5 0

反應（mol）0.6×1/6=0.1 0.3 0.2

平衡（mol） 0.5 0.2 0.2

①該溫度時容器中平衡體系的平衡常數(shù)K=；

②若保持平衡時的溫度和壓強不變，繼續(xù)向平衡體系中通入氖氣，氖氣不參加反應，容器體積增大，反應物和生成物濃度減小，相當于減小壓強，根據(jù)勒夏特列原理平衡向體積增大的方向移動，即平衡將逆向移動；

（3）a．平衡常數(shù)只和溫度有關，所以T1溫度時，B、C兩點的平衡常數(shù)相等，故a錯誤；

b．由圖所示壓強相等時，A點 N2的體積分數(shù)大于B點，由于該反應的H<0，說明T2>T1，A點氣體總物質(zhì)的量和溫度都比B點高，說明A點時容器內(nèi)氣體的總體積大于B點，氣體的總質(zhì)量保持不變，則A點和B點混合氣體的密度大小關系：A<B，故b正確；

c．如圖所示，A點 N2的體積分數(shù)大于C點，說明A點處容器中氣體總物質(zhì)的量大于C點，氣體的總質(zhì)量保持不變，則混合氣體的平均相對分子質(zhì)量大小關系：C>A，故c錯誤，故此題選b；

（4）①如圖所示，右側(cè)為陽極，陽極發(fā)生氧化反應，元素化合價升高，則陽極區(qū)發(fā)生的反應為：4OH--4e-=O2↑ +2H2O；

②如圖所示，CO32-在陰極區(qū)再生的原理為溶液中HCO3-存在電離平衡：HCO3-CO32-+H+，陰極H+放電，c（H+）減少平衡右移CO32-再生（或陰極H+放電，使c（OH-）增大，OH-與HCO3-反應生成CO32-）；

③由題干知：I 2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) ΔH1=—484kJ/mol，

II 2CH3OH(g)+3O2(g)=2CO2 (g)+4H2O(g) ΔH2=—1352kJ/mol；

根據(jù)蓋斯定律，反應（I×3-II）/2得：CO2（g）+3H2（g）= CH3OH（g）+H2O（g）△H=(—484kJ/mol×3+1352kJ/mol)/2=-50kJ/mol，故CO2和H2生成1molCH3OH(g)的熱化學方程式為： CO2（g）+3H2（g）= CH3OH（g）+H2O（g） △H=-50kJ/mol。