Question

15．實施以節(jié)約能源和減少廢氣排放為基本內(nèi)容的節(jié)能減排政策，是應對全球氣候問題、建設資源節(jié)約型、環(huán)境友好型社會的必然選擇．化工行業(yè)的發(fā)展必須符合國家節(jié)能減排的總體要求．試運用所學知識，回答下列問題：
（1）已知某溫度下某反應的化學平衡常數(shù)表達式為：K=$\frac{c（{H}_{2}O）}{c（CO）•c（{H}_{2}）}$，所對應的化學反應方程式為：CO（g）+H₂（g）?C（s）+H₂O（g）．
（2）已知在一定溫度下，
①C（s）+CO₂（g）?2CO（g）△H₁=a kJ/mol        平衡常數(shù)K₁；
②CO（g）+H₂O（g）?H₂（g）+CO₂（g）△H₂=b kJ/mol      平衡常數(shù)K₂；
③C（s）+H₂O（g）?CO（g）+H₂（g）△H₃                平衡常數(shù)K₃．
則K₁、K₂、K₃之間的關系是：K₃=K₁×K₂，△H₃=（a+b）kJ/mol（用含a、b的代數(shù)式表示）．
（3）煤化工通常通過研究不同溫度下平衡常數(shù)以解決各種實際問題．已知等體積的一氧化碳和水蒸氣進入反應器時，發(fā)生如下反應：CO（g）+H₂O（g）?H₂（g）+CO₂（g），該反應平衡常數(shù)隨溫度的變化如表所示：

溫度/℃	400	500	800
平衡常數(shù)K	9.94	9	1

該反應的正反應方向是放熱反應（填“吸熱”或“放熱”），若在500℃時進行，設起始時CO和H₂O的起始濃度均為0.020mol•L^-1，在該條件下，CO的平衡轉(zhuǎn)化率為：75%．
（4）在催化劑存在條件下反應：H₂O（g）+CO（g）?CO₂（g）+H₂（g），CO轉(zhuǎn)化率隨蒸氣添加量的壓強比及溫度變化關系如圖1所示：

對于氣相反應，用某組分（B）的平衡分壓強（P_B）代替物質(zhì)的量濃度（c_B）也可以表示平衡常數(shù)（記作K_p），則該反應的K_p=$\frac{P（CO{\;}_{2}）P（H{\;}_{2}）}{P（CO）P（H{\;}_{2}O）}$，提高p[H₂O（g）]/p（CO）比，則K_p不變（填“變大”、“變小”或“不變”）．實際上，在使用鐵鎂催化劑的工業(yè)流程中，一般采用400℃左右、p[H₂O（g）]/p（CO）=3～5．其原因可能是投料比太低，CO的轉(zhuǎn)化率不太高，而投料比3～5時轉(zhuǎn)化率已經(jīng)很高達到96%～98%，再增加投料比，需要大大的增加蒸汽添加量，這樣在在經(jīng)濟上不合算，催化劑的活性溫度在400℃左右．
（5）工業(yè)上可利用原電池原理除去工業(yè)尾氣中的CO并利用其電能，反應裝置如圖2所示，請寫出負極的電極反應式：CO-2e^-+CO₃^2-=2CO₂．

Answer 1

分析 （1）平衡常數(shù)為生成物的濃度冪之積除以反應物的濃度冪之積，平衡常數(shù)中，分子為生成物，分母為反應物和質(zhì)量恒定律分析解題；
（2）根據(jù)平衡常數(shù)的表達式推斷；應用蓋斯定律來求△H₃；
（3）平衡常數(shù)隨溫度的變化來判斷正反應方向是吸熱還是放熱，應用三行式結合平衡常數(shù)來求轉(zhuǎn)化率；
（4）將化學平衡常數(shù)中的濃度c換成壓強P就可以得到K_P；根據(jù)平衡常數(shù)只與溫度有關，與濃度無關；投料比太低，CO的轉(zhuǎn)化率不太高，投料比太高，經(jīng)濟上不合算以及考慮催化劑的活性來解答；
（5）負極發(fā)生氧化反應．

解答 解：（1）平衡常數(shù)為生成物的濃度冪之積除以反應物的濃度冪之積，平衡常數(shù)中，分子為生成物，分母為反應物，再結合元素守恒，生成物中應有碳元素，在平衡常數(shù)表達式中沒有，則說明是碳固體單質(zhì)，所以該反應的方程式為CO（g）+H₂（g）?C（s）+H₂O（g），
故答案為：CO（g）+H₂（g）?C（s）+H₂O（g）；
（2）根據(jù)化學方程式可知：K₁=$\frac{c{\;}^{2}（CO）}{c（CO{\;}_{2}）}$，K₂=$\frac{c（H{\;}_{2}）×c（CO{\;}_{2}）}{c（CO）×c（H{\;}_{2}O）}$，K₃=$\frac{c（CO）×c（H{\;}_{2}）}{c（H{\;}_{2}O）}$，所以：K₃=K₁×K₂；由①+②可得方程式C（s）+H₂O（g）?CO（g）+H₂（g），所以△H₃=（a+b）kJ/mol，
故答案為：K₃=K₁×K₂；（a+b）kJ/mol；
（3）由圖可知溫度越高K值越小，說明正反應為放熱反應，
對于反應     CO（g）+H₂O（g）?H₂（g）+CO₂（g），
開始（mol/L）：0.02  0.02        0      0
變化（mol/L）：c     c          c      c
平衡（mol/L）：0.02-c 0.02-c     c      c
所以$\frac{c×c}{（0.02-c）×（0.02-c）}$=9，解得c=0.015
所以CO的轉(zhuǎn)化率為$\frac{0.015mol/L}{0.02mol/L}$×100%=75%，
故答案為：放熱；75%；
（4）對于氣相反應，用某組分（B）的平衡壓強（p_B）代替物質(zhì)的量濃度也可以表示平衡常數(shù)（記作K_p），反應的平衡常數(shù)=$\frac{P（CO{\;}_{2}）P（H{\;}_{2}）}{P（CO）P（H{\;}_{2}O）}$；平衡常數(shù)只與溫度有關，與濃度無關，所以提高$\frac{H{\;}_{2}O（g）}{CO}$比，則K_P不變；由圖象可知，投料比太低，CO的轉(zhuǎn)化率不太高，而投料比3～5：1時轉(zhuǎn)化率已經(jīng)很高達到96%～98%，再增加投料比，需要大大的增加蒸汽添加量，這樣在在經(jīng)濟上不合算，催化劑的活性溫度在400℃左右，所以一般采用400℃左右，H₂O（氣）：CO=3～5；
故答案為：$\frac{P（CO{\;}_{2}）P（H{\;}_{2}）}{P（CO）P（H{\;}_{2}O）}$；不變；投料比太低，CO的轉(zhuǎn)化率不太高，而投料比3～5時轉(zhuǎn)化率已經(jīng)很高達到96%～98%，再增加投料比，需要大大的增加蒸汽添加量，這樣在在經(jīng)濟上不合算，催化劑的活性溫度在400℃左右；
（5）負極發(fā)生氧化反應，CO-2e^-+CO₃^2-=2CO₂，
故答案為：CO-2e^-+CO₃^2-=2CO₂．

點評 本題考查了反應的平衡常數(shù)和蓋斯定律、圖象分析判斷的方法、平衡三段法的計算、原電池原理的分析判斷和電極反應的分析判斷，掌握基礎是解題的關鍵，題目難度中等．