Question

實施以減少能源浪費和降低廢氣排放為基本內容的節(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．如圖是煤化工產業(yè)鏈的一部分，試運用所學知識，解決下列問題：

（1）該產業(yè)鏈中屬于高中階段常見的在低溫下能自發(fā)進行的反應是：

N₂+3H₂?2NH₃或NH₃+HNO₃═NH₄NO₃

（2）已知該產業(yè)鏈中某反應的平衡表達式為：
K=

c(H2)c(CO)

c(H2O)

它所對應的化學反應為：

C（s）+H₂O（g）?CO（g）+H₂（g）

（3）已知在一定溫度下，
C（s）+CO₂（g）?2CO（g）平衡常數K₁；
CO（g）+H₂O（g ）?H₂（g）+CO₂（g）平衡常數K₂；
C（s）+H₂O（g）?CO（g）+H₂（g）  平衡常數K₃；
則K₁、K₂、K₃之間的關系是：

K₃=K₁×K₂

．
（4）煤化工通常通過研究不同溫度下平衡常數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，會發(fā)生如下反應：CO（g）+H₂O（g）?H₂（g）+CO₂（g），該反應平衡常數隨溫度的變化如下表所示：

溫度/℃	400	500	800
平衡常數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，在該條件下，CO的平衡轉化率為：

75%

．
（5）從圖1看出氨催化氧化可以制硝酸，此過程中涉及氮氧化物，如NO、NO₂、N₂O₄等．已知NO₂和N₂O₄的結構式分別是和．實驗測得N-N鍵鍵能為167kJ?mol^-1，NO₂中氮氧鍵的鍵能為466kJ?mol^-1，N₂O₄中氮氧鍵的鍵能為438.5kJ?mol^-1．請寫出NO₂轉化為N₂O₄的熱化學方程式

2NO₂（g）?N₂O₄（g）△H=-57kJ?mol^-1

．對反應N₂O₄（g）?2NO₂（g），在溫度為T₁、T₂時，平衡體系中NO₂的體積分數隨壓強變化曲線如圖2所示．下列說法正確的是

D

．
A．A、C兩點的反應速率：A＞C
B．A、C兩點氣體的顏色：A深，C淺
C．B、C兩點的氣體的平均相對分子質量：B＜C
D．由狀態(tài)B到狀態(tài)A，可以用加熱的方法
（6）0.2mol/L的NaOH與0.4mol/L的上述產業(yè)鏈中一產品化肥硝酸銨溶液等體積混合后，溶液中所有分子和離子（ 除水和氨分子外）等微粒從大到小的順序是

c（NO₃^-）＞c（NH₄⁺）＞c（Na⁺）＞c（NH₃?H₂O）＞c（OH^-）＞c（H⁺）

．
（7）以上述產業(yè)鏈中甲醇為燃料制成燃料電池，請寫出在氫氧化鉀介質中該電池的負極反應式

CH₃OH+8OH^--6e^-═CO₃^2-+6H₂O

．

Answer 1

分析：（1）生產氨氣的反應放出大量的熱，△G＜0能自發(fā)進行；
（2）根據平衡常數的定義判斷反應的方程式；
（3）根據平衡常數的表達式推斷；
（4）根據溫度變化平衡常數的變化判斷溫度對化學平衡移動的影響，進而判斷反應熱，利用三段式法計算轉化率；
（5）根據反應熱等于反應物的總鍵能減去生成物的總鍵能計算反應熱，從平衡移動的角度分析各物理量的變化；
（6）考慮氨水為弱電解質，從弱電解質的電離和鹽類的水解兩個角度比較離子濃度的大��；
（7）甲醇具有還原性，在負極上發(fā)生氧化反應生成碳酸根離子，以此書寫電極反應式．

解答：解：（1）生產氨氣的反應放出大量的熱，△G＜0能自發(fā)進行，氨水呈堿性，與酸發(fā)生中和反應，屬于放熱反應，在低溫下易進行，故答案為：N₂+3H₂2NH₃或NH₃+HNO₃═NH₄NO₃；
（2）平衡常數為生成物的濃度冪之積除以反應物的濃度冪之積，平衡常數中，分子為生成物，分母為反應物，所以該反應的方程式為：C（s）+H₂O（g） CO（g）+H₂（g），故答案為：C（s）+H₂O（g） CO（g）+H₂（g）；
（3）根據化學方程式可知：K₁=

c2(CO)

c(CO2)

，K₂=

c(H2)×c(CO2)

c(CO)×c(H2O)

，K₃=

c(CO)×c(H2)

c(H2O)

，
所以：K₃=

c(H2)×c(CO2)

c(CO)×c(H2O)

×

c2(CO)

c(CO2)

=

c(CO)×c(H2)

c(H2O)

=K₁×K₂，故答案為：K₃=K₁×K₂；
（4）由表中數據可知，隨著溫度的升高，平衡常數減小，說明升高溫度平衡向逆反應方向移動，說明正反應為讓熱反應，
設平衡時轉化的CO為xmol/L，
利用三段式法計算：
            CO（g）+H₂O（g） H₂（g）+CO₂（g），
起始：0.020mol/L     0.020mol/L        0      0
轉化：xmol/L         xmol/L          x mol/L  x mol/L 
平衡：（0.02-x）mol/L：（0.02-x）mol/L  xmol/L xmol/L
則有：

x?x

(0.020-x)?(0.020-x)

=9
解之得：x=0.015，
所以轉化率為：

0.015

0.02

×100%=75%，故答案為：放熱，75%；
（5）反應熱等于反應物的總鍵能減去生成物的總鍵能，則反應熱為：
2×2×466KJ/mol-（167KJ/mol+4×438.5KJ/mol）=-57KJ/mol，
反應的熱化學方程式為：2NO₂（g） N₂O₄（g）△H=-57 kJ?mol^-1；
對反應N₂O₄（g）2NO₂（g），在溫度為T₁、T₂時，平衡體系中NO₂的體積分數隨壓強變化曲線如圖2所示．則
A．A點壓強小于C點的壓強，壓強越大，反應速率越大，則反應速率：A＜C，故A錯誤；
B．增大壓強，平衡向正反應移動，但濃度的增大幅度大于轉化的程度，所以C點濃度大，顏色深，故B錯誤；
C．B、C兩點二氧化氮的體積分數相同，則混合氣體的平均相對分子質量相同，故C錯誤；
D．在相同壓強下，升高溫度，平衡向逆反應方向移動，則二氧化氮的體積分數增大，所以由狀態(tài)B到狀態(tài)A，可以用加熱的方法，故D正確，
故答案為：2NO₂（g） N₂O₄（g）△H=-57 kJ?mol^-1； D；
（6）0.2mol/L的NaOH與0.4mol/L的上述產業(yè)鏈中一產品化肥硝酸銨溶液等體積混合后，設溶液的體積為1L，則反應后溶液中含有n（NO₃^-）=0.4mol，n（Na⁺）=0.2mol，
n（NH₄⁺）=0.2mol，n（NH₃?H₂O）=0.2mol，反應溶液呈堿性，NH₃?H₂O繼續(xù)電離出NH₄⁺離子，則c（NH₄⁺）＞c（Na⁺）＞c（NH₃?H₂O），由于弱電解質的電離程度較小，
則c（NH₃?H₂O）＞c（OH^-），溶液呈堿性，則c（OH^-）＞c（H⁺），
所以c（NO₃^-）＞c（NH₄⁺）＞c（Na⁺）＞c（NH₃?H₂O）＞c（OH^-）＞c（H⁺），
故答案為：c（NO₃^-）＞c（NH₄⁺）＞c（Na⁺）＞c（NH₃?H₂O）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；
（7）甲醇具有還原性，在負極上發(fā)生氧化反應生成碳酸根離子，反應的電極反應式為CH₃OH+8OH^--6e^-═CO₃^2-+6H₂O，
故答案為：CH₃OH+8OH^--6e^-═CO₃^2-+6H₂O．

點評：本題考查較為綜合，涉及知識點較多，難度較大，易錯點為（1）和（6），注意把握比較溶液離子濃度的方法．