Question

氫氣是清潔的能源，也是重要的化工原料．
（1）以H₂為原料制取氨氣進而合成CO（NH₂）₂的反應如下：
N₂（g）+3H₂（g）=2NH₃（g）△H=-92.40kJ?mol^-1
2NH₃（g）+CO₂（g）=NH₂CO₂NH₄（s）△H=-159.47kJ?mol^-1
NH₂CO₂NH₄（s）=CO（NH₂）₂（s）+H₂O （l）△H=+72.49kJ?mol^-1
則N₂（g）、H₂（g）與CO₂（g）反應生成CO（NH₂）₂（s）和H₂O（l）的熱化學方程式為

 

．
（2）CO在催化劑作用下可以與H₂反應生成甲醇CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）．在密閉容器中充有10mol CO與20mol H₂，CO的平衡轉(zhuǎn)化率與溫度、壓強的關系如右圖所示．
①M、N兩點平衡狀態(tài)下，容器中總物質(zhì)的物質(zhì)的量之比為：n（M）：n（N）=

 

．
②若M、N、Q三點的平衡常數(shù)K_M、K_N、K_Q的大小關系為

 

．
（3）已知疊氮酸（HN₃）不穩(wěn)定，同時也能與活潑金屬反應，反應方程式為：
2HN₃=3N₂↑+H₂↑    2HN₃+Zn=Zn（N₃）₂+H₂↑
則2mol HN₃與一定量Zn完全反應，在標準狀況下生成67.2L氣體，其中N₂的物質(zhì)的量為

 

．
（4）已知H₂S高溫熱分解制H₂的反應為：H₂S（g）?H₂（g）+

1

2

S（g），在恒容密閉容器中，H₂S的起始濃度均為c mol?L^-1時測得不同溫度時H₂S的轉(zhuǎn)化率．圖2中 a為H₂S的平衡轉(zhuǎn)化率與溫度關系曲線，b為不同溫度下反應經(jīng)過相同時間時H₂S的轉(zhuǎn)化率．若985℃時，反應經(jīng)t min達到平衡，此時H₂S的轉(zhuǎn)化率為40%，則反應速率v（H₂）=

 

（用含c、t的代數(shù)式表示）．請說明隨溫度的升高，曲線b向曲線a逼近的原因：

 

．
（5）用惰性電極電解煤漿液制H₂的反應為：C（s）+2H₂O（l）=CO₂（g）+2H₂（g） 現(xiàn)將一定量的1mol?L^-1H₂SO₄溶液和適量煤粉充分混合，制成含碳量為0.02g?mL^-1～0.12g?mL^-1的煤漿液，置于圖3所示裝置中進行電解（兩電極均為惰性電極），則A極的電極反應式為

 

．

Answer 1

考點：熱化學方程式,原電池和電解池的工作原理,化學平衡的影響因素,化學平衡的計算

專題：基本概念與基本理論

分析：（1）依據(jù)熱化學方程式和蓋斯定律，計算得到所需熱化學方程式；
（2）①M點時，CO轉(zhuǎn)化率為50%，則參加反應的n（CO）=10mol×50%=5mol，還剩余5molCO，根據(jù)方程式知，還剩余n（H₂）=20mol-5mol×2=10mol，生成n（CH₃OH）=5mol；N點時，CO轉(zhuǎn)化率為70%，參加反應的n（CO）=10mol×70%=7mol，還剩余3molCO，根據(jù)方程式知，還剩余n（H₂）=20mol-7mol×2=6mol，生成n（CH₃OH）=7mol，據(jù)此計算其物質(zhì)的量之比；
②化學平衡常數(shù)只與溫度有關，相同溫度時其平衡常數(shù)相等，升高溫度平衡向逆反應方向移動，其平衡常數(shù)減��；
（3）2mol HN₃與一定量Zn完全反應，在標準狀況下生成67.2L氣體，物質(zhì)的量=

67.2L

22.4L/mol

=3mol，結合化學方程式計算得到；
（4）依據(jù)化學反應速率之比等于化學方程式計量數(shù)之比，計算硫化氫的反應速率得到氫氣反應速率；溫度升高，速率增大，達到平衡所需時間減��；
（5）分析圖可知A為陽極，結合反應的化學方程式可知是碳失電子發(fā)生氧化反應生成二氧化碳．

解答： 解：（1）①N₂（g）+3H₂（g）=2NH₃（g）△H=-92.40kJ?mol^-1
②2NH₃（g）+CO₂（g）=NH₂CO₂NH₄（s）△H=-159.47kJ?mol^-1
③NH₂CO₂NH₄（s）=CO（NH₂）₂（s）+H₂O（l）△H=+72.49kJ?mol^-；
由蓋斯定律①+②+③得到，N₂（g）、H₂（g）與CO₂（g）反應生成CO（NH₂）₂（s）和H₂O（l）的熱化學方程式為N₂（g）+3H₂（g）+CO₂（g）=CO（NH₂）₂（s）+H₂O（l）△H=-179.38 kJ?mol^-1，
故答案為：N₂（g）+3H₂（g）+CO₂（g）=CO（NH₂）₂（s）+H₂O（l）△H=-179.38 kJ?mol^-1；
（2）①M點時，CO轉(zhuǎn)化率為50%，則參加反應的n（CO）=10mol×50%=5mol，還剩余5molCO，根據(jù)方程式知，還剩余n（H₂）=20mol-5mol×2=10mol，生成n（CH₃OH）=5mol；N點時，CO轉(zhuǎn)化率為70%，參加反應的n（CO）=10mol×70%=7mol，還剩余3molCO，根據(jù)方程式知，還剩余n（H₂）=20mol-7mol×2=6mol，生成n（CH₃OH）=7mol，所以容器中總物質(zhì)的物質(zhì)的量之比為：n（M）_總：n（N）_總=（5+10+5）mol：（3+6+7）mol=5：4，
故答案為：5：4；
②化學平衡常數(shù)只與溫度有關，相同溫度時其平衡常數(shù)相等，升高溫度平衡向逆反應方向移動，其平衡常數(shù)減小，根據(jù)圖象知，溫度：M=N＜Q，則若M、N、Q三點的平衡常數(shù)K_M、K_N、K_Q的大小關系為K_M=K_N＞K_Q，故答案為：K_M=K_N＞K_Q；
（3）生成氮氣物質(zhì)的量為x，依據(jù)化學方程式計算：在標準狀況下生成67.2L氣體，物質(zhì)的量=

67.2L

22.4L/mol

=3mol，氣體為氫氣和氮氣；
   2HN₃=3N₂↑+H₂↑
   2     3     1
  

2

3

x    x   

1

3

x
  2HN₃+Zn=Zn（N₃）₂+H₂↑
  2                  1
 2（3-

1

3

x-x）        3-

1

3

x-x
2mol HN₃與一定量Zn完全反應生成氫氣1mol，得到：
2（3-

1

3

x-x）+

2

3

x=2
x=2mol；
故答案為：2 mol；
（4）H₂S的起始濃度均為c mol?L^-1，反應經(jīng)t min達到平衡，此時H₂S的轉(zhuǎn)化率為40%，H₂S（g）?H₂（g）+

1

2

S₂（g），
得到V（H₂）=V（H₂S）=

40%c

t

mol/L?min=

0.4c

t

mol?L^-1?min^-1，隨溫度的升高，曲線b向曲線a逼近，溫度升高，反應速率加快，轉(zhuǎn)化率增大，達到平衡所需的時間縮短；
故答案為：

0.4c

t

mol?L^-1?min^-1；溫度升高，反應速率加快，達到平衡所需的時間縮短；
（5）用惰性電極電解煤漿液的方法制H₂的反應為：C（s）+2H₂O（l）=CO₂（g）+2H₂（g）現(xiàn)將一定量的1mol?L^-1H₂SO₄溶液和適量煤粉充分混合，制成含碳量為0.02g?mL^-1～0.12g?mL^-1的煤漿液，A電極為電解池的陽極，電極反應為：C+2H₂O-4e^-=CO₂↑+4H⁺；
故答案為：C+2H₂O-4e^-=CO₂↑+4H⁺．

點評：本題考查了熱化學方程式計算和蓋斯定律的應用，化學平衡，反應速率計算，電解池電極反應的分析判斷，掌握基礎是關鍵，題目難度中等．