Question

【題目】蘊(yùn)藏在海底的大量“可燃冰”，其開發(fā)利用是當(dāng)前解決能源危機(jī)的重要課題。用甲烷制水煤氣(CO、H2)，再合成甲醇可以代替日益供應(yīng)緊張的燃油。下面是產(chǎn)生水煤氣的幾種方法：
① CH4(g)＋H2O (g)＝CO (g)＋3H2(g) △H1＝+206.2kJ·mol-1
② CH4(g)＋ O2(g)＝CO(g)＋2H2(g) △H2=－35.4 kJ·mol-1
③ CH4 (g)＋2H2O (g)＝CO2 (g)＋4H2(g) △H3＝+165.0 kJ·mol-1
（1）CH4(g)與CO2 (g)反應(yīng)生成CO(g)和H2(g)的熱化學(xué)方程式為。
（2）也可將CH4設(shè)計(jì)成燃料電池，來解決能源問題，如下圖裝置所示。持續(xù)通入甲烷，在標(biāo)準(zhǔn)狀況下，消耗甲烷VL。

①0＜V≤33.6L時(shí)，負(fù)極電極反應(yīng)為。
②V=44.8L時(shí)，溶液中離子濃度大小關(guān)系為。
（3）工業(yè)合成氨時(shí)，合成塔中每產(chǎn)生1molNH3 ， 放出46.1kJ的熱量。
某小組研究在上述溫度下該反應(yīng)過程中的能量變化。他們分別在體積均為VL的兩個(gè)恒溫恒容密閉容器中加入一定量的反應(yīng)物，使其在相同溫度下發(fā)生反應(yīng)。相關(guān)數(shù)據(jù)如下：

容器 編號	起始時(shí)各物質(zhì)物質(zhì)的量/mol			達(dá)到平衡的時(shí)間	達(dá)平衡時(shí)體系 能量的變化/kJ
	N2	H2	NH3
①	1	4	0	t1 min	放出熱量：36.88kJ
②	2	8	0	t2 min	放出熱量：Q

①容器①中，0-t1時(shí)間的平均反應(yīng)速率為υ(H2)=。
②下列敘述正確的是 (填字母序號)。
a．平衡時(shí)，兩容器中H2的體積分?jǐn)?shù)相等
b．容器②中反應(yīng)達(dá)平衡狀態(tài)時(shí)，Q＞73.76kJ
c．反應(yīng)開始時(shí)，兩容器中反應(yīng)的化學(xué)反應(yīng)速率相等
d．平衡時(shí)，容器中N2的轉(zhuǎn)化率：①<②
e．兩容器達(dá)到平衡時(shí)所用時(shí)間t1>t2
（4）下圖是在反應(yīng)器中將N2和H2按物質(zhì)的量之比為1:3充入后，在200℃、400℃、600℃下，反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)，混合物中NH3的體積分?jǐn)?shù)隨壓強(qiáng)的變化曲線。

①曲線a對應(yīng)的溫度是。
②上圖中M、N、Q點(diǎn)平衡常數(shù)K的大小關(guān)系是 。
③M點(diǎn)對應(yīng)的H2轉(zhuǎn)化率是。

Answer 1

【答案】
（1）CH4(g)+CO2(g)=2CO(g)+2H2(g) △H=247.4KJ/mol
（2）CH4-8e-+10OH-=CO32-+7H2O；c(K+)> c(HCO3-)> c(CO32-)> c(OH-)> c(H+)
（3） mol/(L·min)；bde
（4）200℃；Q=M>N；75%；
【解析】（1）根據(jù)蓋斯定律可知，①×2-③可得CH4(g)+CO2(g)=2CO(g)+2H2(g)，
所以其△H=[(+206.2)×2-(+165.0)]kJmol-1=+247.4 kJmol-1 ， 所以CH4(g)與CO2(g)反應(yīng)生成CO(g)和H2(g)的熱化學(xué)方程式為CH4(g)+CO2(g)=2CO(g)+2H2(g)△H=+247.4 kJmol-1；
（2）n(KOH)=1.5mol/L×2L=3mol，可能先后發(fā)生反應(yīng)①CH4+2O2→CO2+2H2O、②CO2+2KOH=K2CO3+H2O、③K2CO3+CO2+H2O=2KHCO3；①當(dāng)0＜V≤33.6 L時(shí)，0＜n(CH4)≤1.5mol，則0＜n(CO2)≤1.5mol，發(fā)生反應(yīng)①②，生成碳酸鉀，則負(fù)極反應(yīng)式為CH4-8e-+10OH-=CO32-+7H2O，故答案為：CH4-8e-+10OH-=CO32-+7H2O；②當(dāng)V=44.8L時(shí)，n(CH4)=2mol，n(CO2)=2mol，則電池總反應(yīng)式為2CH4+4O2+3KOH=K2CO3+KHCO3+5H2O，則得到1molK2CO3和1molKHCO3的溶液，則c(K+)＞c(HCO3-)＞c(CO32-)＞c(OH-)＞c(H+)，故答案為：c(K+)＞c(HCO3-)＞c(CO32-)＞c(OH-)＞c(H+)；
（3）①容器①中達(dá)到平衡時(shí)，生成的氨氣的物質(zhì)的量為 =0.8mol，因此反應(yīng)的化學(xué)反應(yīng)速率為v(H2)= = = mol/(L·min)；
②a、容器②中壓強(qiáng)大于容器①，增大壓強(qiáng)，平衡向正反應(yīng)方向移動，平衡時(shí)，兩容器中H2的體積分?jǐn)?shù)不等，故a錯(cuò)誤；
b、容器②中壓強(qiáng)大于容器①，增大壓強(qiáng)，平衡向正反應(yīng)方向移動，放出的熱量更多，大于容器①中放出熱量的2倍，故b正確；
c、反應(yīng)起始濃度不同，反應(yīng)速率不同，故c錯(cuò)誤；
d、恒溫恒容容器中實(shí)驗(yàn)②起始量相當(dāng)于實(shí)驗(yàn)①的2倍，相當(dāng)于增大壓強(qiáng)，增大壓強(qiáng)，平衡向正反應(yīng)方向移動，轉(zhuǎn)化率增大，故d正確；
e、容器②中壓強(qiáng)大于容器①，壓強(qiáng)越大，反應(yīng)速率越快，達(dá)到平衡時(shí)所用時(shí)間越少，故兩容器達(dá)到平衡時(shí)所用時(shí)間t1>t2 ， 故e正確；故選bde；
（4）①合成氨反應(yīng)放熱，溫度越低氨氣的百分含量越高，所以，曲線a對應(yīng)的溫度是200℃，故答案為：200℃；
②K只受溫度影響，該反應(yīng)溫度升高時(shí)K值減小，b是400℃，c是600℃，上圖中M、N、Q點(diǎn)平衡常數(shù)K的大小關(guān)系是K(M)=K(Q)＞K(N)，故答案為：Q=M>N；
③

	3N2(g)+	3H2(g)	2NH3(g)
起始（mol）	1	3	0
轉(zhuǎn)化（mol）	x	3x	2x
平衡（mol）	x	3-3x	2x

據(jù)題意M點(diǎn)時(shí)： =60%，x= ，
則氫氣的轉(zhuǎn)化率為： ×100%=75%
故答案為：（1）CH4(g)+CO2(g)=2CO(g)+2H2(g)△H=+247.4 kJmol-1；（2）CH4-8e-+10OH-=CO32-+7H2O；c(K+)> c(HCO3-)> c(CO32-)> c(OH-)> c(H+)；（3）；bde；（4）75%；
（1）根據(jù)蓋斯定律書寫熱化學(xué)方程式；
（2）①當(dāng)0＜V≤33.6 L時(shí)，反應(yīng)生成K2CO3；據(jù)此寫出負(fù)極電極反應(yīng)式；
②當(dāng)V=44.8L時(shí)，反應(yīng)生成等量的K2CO3、KHCO3 ， 結(jié)合水解程度的大小比較，確定溶液中離子濃度；
（3）①根據(jù)反應(yīng)速率的計(jì)算公式計(jì)算；
②結(jié)合平衡移動、反應(yīng)速率的影響因素進(jìn)行選項(xiàng)分析；
（4）①該反應(yīng)為放熱反應(yīng)，溫度越高，氨氣的含量越��；
②平衡常數(shù)只受溫度的影響，吸熱反應(yīng)，溫度升高，平衡常數(shù)增大；
③結(jié)合三段式進(jìn)行計(jì)算；