Question

【題目】工業(yè)上可利用和制備多種物質。請回答下列問題：

(1)反應Ⅰ：H1平衡常數(shù)為K1

反應Ⅱ：H2平衡常數(shù)為K2

不同溫度下，K1、K2的值如表所示：

	K1	K2
973	1.47	2.38
1173	2.15	1.67

現(xiàn)有反應Ⅲ：H3平衡常數(shù)為K3，結合上表數(shù)據(jù)分析，K3＝________(用K1、K2表示)。反應Ⅲ是________(填“放熱”或“吸熱”)反應，為提高的轉化率可采取的措施有________(寫出任意兩條)。

(2)一定條件下，在密閉容器中充入和進行如下反應：。采用催化劑甲和催化劑乙分別發(fā)生上述反應，測得反應進行相同時間時的轉化率隨反應溫度的變化曲線如圖所示(忽略溫度對催化劑活性的影響)：

①該可逆反應的反應熱H________0(填“＞”或“＜”)。

②催化劑甲作用下反應的活化能比催化劑乙作用下反應的活化能________(填“大”或“小”)。

③下達到平衡時，反應在催化劑甲作用下的轉化率比在催化劑乙作用下的轉化率________(填“高”、“相等”或“低”)

④圖中達到平衡的點是________。

(3)工業(yè)上常用高濃度的溶液吸收，得到溶液X，再利用電解法使溶液再生，其裝置示意圖如圖：

①在陽極區(qū)發(fā)生的反應有：________和。

②簡述在陰極區(qū)再生的原理：________。

Answer 1

【答案】 吸熱 升高溫度、提高氫氣的濃度、吸收CO、液化水蒸氣 ＜ 小 相等 陰極區(qū)的水電解生成氫氣和氫氧根離子，與反應生成

【解析】

根據(jù)蓋斯定律計算K值的大小，判斷反應吸熱還是放熱，根據(jù)化學反應速率的影響因素判斷。由圖象可知隨著溫度的升高，轉化率先增大后減小，則正反應為放熱反應，圖中a、b、f沒有達到平衡狀態(tài)，催化劑甲的催化效率較高，c、d、e為平衡點；陽極區(qū)為物質失去電子，發(fā)生氧化反應，根據(jù)裝置圖分析，溶液為堿性，則陽極OH-放電，失去電子，生成O2，據(jù)此寫出電極反應式；根據(jù)溶液中存在的HCO3-的電離平衡和電極反應式簡述原理，以此解答該題。

(1)由圖可知反應①的K1隨溫度升高而增大，正反應為吸熱反應，△H＞0，反應②的K2隨溫度升高而減小，說明正反應為放熱反應，△H＜0，

已知：①Fe(s)+CO2(g)FeO(s)+CO(g)△H1＞0

②Fe(s)+H2O(g)FeO(s)+H2(g)△H2＜0

由蓋斯定律①②得，③，K1=，K2=，K3＝×=；△H＝△H1－△H2＞0，，說明是個吸熱反應，為提高CO2的轉化率可采用措施有升高溫度，提高H2濃度(或吸收CO，液化水蒸氣)等；

(2)①轉化率先增大后減小，說明升高到一定溫度時，平衡逆向移動，則正反應為放熱反應，該可逆反應的反應熱H＜0；

②催化劑甲先達到平衡，說明速率較大，則活化能較低，催化劑甲作用下反應的活化能比催化劑乙作用下反應的活化能小；

③溫度都是，平衡常數(shù)相同，達到平衡狀態(tài)時，不同催化劑存在的條件下，速率不同，但轉化率相同，反應在催化劑甲作用下的轉化率和在催化劑乙作用下的轉化率相等；

④升高溫度后平衡逆向移動，可說明c、d、e三點反應已經達到平衡；圖中達到平衡的點是c、d、e；

(3)①陽極區(qū)為物質失去電子，發(fā)生氧化反應，根據(jù)裝置圖分析，溶液為堿性，則陽極OH-放電，失去電子，生成O2，則陽極區(qū)發(fā)生的反應有：4OH--4e-=2H2O+O2↑；

②陰極區(qū)的水電解生成氫氣和氫氧根離子，溶液中存在的HCO3-的電離平衡，在陰極H+優(yōu)先放電，使得c(H+)減少平衡右移，CO32-再生或者陰極H+放電，使c(OH-)增大，產生的OH-與HCO3-反應生成CO32-。