Question

【題目】化學反應與能量以及化學平衡原理是中學化學學習的重要內容。請回答下列問題：

⑴己知：CH4、H2的燃燒熱（△H）分別為－890．3 kJ／mol、－285．8kJ／mol，則CO2和H2反應生成CH4和H2O（l）的熱化學方程式是_________________________________。

⑵設想以N2和H2為反應物，以溶有A的稀鹽酸為電解質溶液，可制造出既能提供電能，又能固氮的新型燃料電池，裝置如圖所示。電池正極的電極反應式是_____________，A是______________。

⑶25 ℃時，向含a mol NH4Cl的水溶液滴加b L氨水后溶液呈中性，則所滴加氨水的濃度為________mol·L－1。(NH3·H2O的電離平衡常數(shù)取Kb＝2×10－5)

⑷甲醇是一種可再生能源，具有開發(fā)和應用的廣闊前景，工業(yè)上可用合成氣制備甲醇，反應方程式為CO（g）＋2H2（g）CH3OH（g）

如圖是該反應在不同溫度下CO的轉化率隨時間變化的曲線。

①該反應的焓變△H_______0 （填“＞”、“＜”或“＝”）。

②T1和T2溫度下的平衡常數(shù)大小關系是K1_______K2 （填“＞”、“＜”或“＝”）。

③若容器容積不變，下列措施可增加甲醇產(chǎn)率的是_________。

A．升高溫度

B．將CH3OH（g）從體系中分離

C．使用合適的催化劑

D．充入He，使體系總壓強增大

Answer 1

【答案】 CO2 (g) + 4H2(g)＝CH4(g) + 2H2O(l) ΔH＝－252.9 kJ/mol N2 + 8H+ + 6e－＝2NH4+ 氯化銨（或NH4Cl） ＜ ＜ B

【解析】試題分析：⑴CH4、H2的燃燒熱（△H）分別為－890．3 kJ／mol、－285．8kJ／mol，則① ②，根據(jù)蓋斯定律計算CO2和H2反應生成CH4和H2O（l）的熱化學方程式；(2)以N2、H2為原料，以溶有A的稀鹽酸為電解質溶液構成新型燃料電池，正極發(fā)生還原反應，即氮氣被還原生成NH4+；⑶根據(jù)電荷守恒、物料守恒計算混合液中各微粒的濃度，根據(jù)計算氨水的濃度；⑷①根據(jù)“先拐先平”，可知 ，升高溫度CO的轉化率減小，平衡逆向移動；②升高溫度平衡逆向移動，平衡常數(shù)減小；③根據(jù)平衡移動分析；

解析：⑴①

②，根據(jù)蓋斯定律，②2－① 得CO2 (g) + 4H2(g)＝CH4(g) + 2H2O(l) ΔH＝－252.9 kJ/mol；(2) 以N2、H2為原料，以溶有A的稀鹽酸為電解質溶液構成新型燃料電池，正極發(fā)生還原反應，即氮氣被還原生成NH4+，電極反應式為N2+6e-+8H+=2NH4+；負極是氫氣失電子生成氫離子，電極方程式為H2-2e-=2H+，所以A是氯化銨；⑶根據(jù)電荷守恒 ，溶液呈中性，所以、，設混合后的溶液體積是v，滴加氨水的濃度為cmol·L－1；則；物料守恒，混合液中， ，c=，所以所滴加氨水的濃度為mol·L－1；⑷①根據(jù)“先拐先平”，可知 ，升高溫度CO的轉化率減小，平衡逆向移動，所以該反應的焓變△H<0；②升高溫度平衡逆向移動，平衡常數(shù)減小，所以K1<K2；③A．升高溫度，平衡逆向移動，甲醇產(chǎn)率降低，故A錯誤； B．將CH3OH（g）從體系中分離，平衡正向移動，甲醇產(chǎn)率增大，故B正確； C．使用合適的催化劑，平衡不移動，甲醇產(chǎn)率不變，故C錯誤； D．充入He，使體系總壓強增大，反應體系的濃度不變，平衡不移動，甲醇產(chǎn)率不變，故D錯誤。