Question

【題目】蘊藏在海底的大量“可燃冰”，其開發(fā)利用是當前解決能源危機的重要課題。用甲烷制水煤氣(CO、H2)，再合成甲醇可以代替日益供應緊張的燃油。下面是產生水煤氣的幾種方法：

①CH4(g)+H2O(g)=CO(g)+3H2(g) ΔH1=+206.2kJ·mol-1

②CH4(g)+O2(g)=CO(g)+2H2(g) ΔH2=-35.4kJ·mol-1

③CH4(g)+2H2O(g)=CO2(g)+4H2(g) ΔH3=+165.0kJ·mol-1

（1）CH4(g)與CO2(g)反應生成CO(g)和H2(g)的熱化學方程式為__。

（2）從原料、能源利用的角度，分析以上三個反應，作為合成甲醇更適宜的是反應__(填序號)。

（3）也可將CH4設計成燃料電池，來解決能源問題，如圖裝置所示。持續(xù)通入甲烷，在標準狀況下，消耗甲烷VL。

①0<V≤33.6L時，負極電極反應式為__。

②33.6L<V≤67.2L時，電池總反應方程式為__。

③V=44.8L時，溶液中離子濃度大小關系為__。

（4）工業(yè)合成氨時，合成塔中每產生1molNH3，放出46.1kJ的熱量。某小組研究在上述溫度下該反應過程中的能量變化。他們分別在體積均為VL的兩個恒溫恒容密閉容器中加入一定量的反應物，使其在相同溫度下發(fā)生反應。相關數據如下表：

容器編號	起始時各物質物質的量/mol			達到平衡的時間/min	達到平衡時體系能量的變化/kJ
	N2	H2	NH3
Ⅰ	1	4	0	t1	放出熱量：36.88
Ⅱ	2	8	0	t2	放出熱量：Q

①容器Ⅰ中，0～t1時間的平均反應速率v(H2)=__。

②下列敘述正確的是__(填字母)。

a.平衡時，兩容器中H2的體積分數相等

b.容器Ⅱ中反應達到平衡狀態(tài)時，Q>73.76

c.反應開始時，兩容器中反應的化學反應速率相等

d.平衡時，容器中N2的轉化率：Ⅰ<Ⅱ

e.兩容器達到平衡時所用時間：t1>t2

（5）如圖是在反應器中將N2和H2按物質的量之比為1∶3充入后，在200℃、400℃、600℃下，反應達到平衡時，混合物中NH3的體積分數隨壓強的變化曲線。

①曲線a對應的溫度是__。

②圖中M、N、Q點平衡常數K的大小關系是__。

③M點對應的H2轉化率是__。

Answer 1

【答案】CH4(g)＋CO2(g)=2CO(g)＋2H2(g) ΔH=＋247.4kJ·mol-1 ② CH4－8e-＋10OH-=CO32-＋7H2O CH4＋2O2＋Na2CO3=2NaHCO3＋H2O c(Na+)>c(HCO3-)>c(CO32-)>c(OH-)>c(H+) mol·L-1·min-1 bde 200℃ KQ=KM>KN 75%

【解析】

(1)由蓋斯定律計算；

(2)從原料和能量角度進行分析；

(3)由于燃料電池中電解液(氫氧化鈉溶液)中n(NaOH)＝3 mol，因此燃料電池放電時，當負極消耗標準狀況下甲烷體積不同時，負極反應式不同，由消耗甲烷體積推斷發(fā)生的反應和生成物，據此進行分析；

(4)①由題意知產生1 mol NH3，放出46.1 kJ的熱量，結合容器Ⅰ中放出的熱量可得其中反應生成的氨氣的物質的量，求出用氨氣表示的反應速率，由反應方程式的化學計量數關系知，相同時間內用氫氣表示的反應速率是氨氣的1.5倍，可得用氫氣表示的反應速率v(H2)；

②a．根據等效平衡的思想，判斷平衡移動的方向；

b．根據等效平衡的思想，判斷平衡移動的方向，進而判斷容器Ⅱ中Q范圍；

c．由于兩容器初始時反應物濃度不等，故化學反應速率不等；

d．根據等效平衡的思想，判斷平衡移動的方向，進行分析；

e．容器Ⅱ相當于在容器Ⅰ的基礎上加壓，其反應物濃度高，反應速率快；

(5)①合成氨反應是體積減小的放熱反應，因此溫度高反應速率快，但達到平衡時氨的含量低，增加壓強達到平衡時氨的含量變大，因此在坐標圖中向橫坐標作垂線交于3個曲線，根據同壓下不同溫度時平衡時氨的含量，可以判斷曲線的溫度高低；合成氨反應為放熱反應，反應溫度越高，越不利于反應的進行，曲線a的NH3的物質的量分數最高，其反應溫度應相對最低；

②Q、M點的溫度相等(均為400 ℃)，平衡常數相等，N點在溫度為600 ℃的曲線上，合成氨是放熱反應，溫度越高平衡常數越��；

③在M點NH3的物質的量分數為60%，又按n(N2)：n(H2)＝1：3投料，設氫氣的轉化率為x，根據化學反應的物質的量關系進行計算。

(1)由蓋斯定律，將反應①×2－③得：CH4(g)＋CO2(g)===2CO(g)＋2H2(g)　ΔH＝＋247.4 kJ·mol－1；

(2)題給3個反應生產水煤氣，從原料角度看都易得，但從能量角度看，反應①和③是吸熱反應，反應②是放熱反應，所以反應②比較適合應用于生產；

(3)由于燃料電池中電解液(氫氧化鈉溶液)中n(NaOH)＝3 mol，因此燃料電池放電時，當負極消耗標準狀況下甲烷0<V≤33.6 L時，即生成n(CO2)≤1.5 mol，生成碳酸鈉，負極反應式為CH4－8e－＋10OH－=CO＋7H2O；當消耗標準狀況下甲烷33.6 L<V≤67.2 L時，生成物Na2CO3轉化為NaHCO3，總電池反應式可寫為CH4＋2O2＋Na2CO3=2NaHCO3＋H2O；V＝44.8 L時，溶液中電解質為物質的量相等的碳酸鈉和碳酸氫鈉的混合溶液，水解顯堿性，但由于碳酸鈉水解程度大于碳酸氫鈉，因此溶液中離子濃度關系為c(Na＋)>c(HCO)>c(CO)>c(OH－)>c(H＋)；

(4)①由題意知產生1 mol NH3，放出46.1 kJ的熱量，結合容器Ⅰ中放出的熱量可得，其中反應生成的氨氣的物質的量為＝0.8 mol，則用氨氣表示的反應速率為mol·L－1·min－1，由反應方程式的化學計量數關系知，相同時間內用氫氣表示的反應速率是氨氣的1.5倍，則用氫氣表示的反應速率v(H2)＝mol·L－1·min－1；

②a．由于容器Ⅰ和Ⅱ容積相等，但初始加入的反應物的量后者是前者的2倍，相當于增大壓強，而合成氨反應是氣體體積減小的反應，增大壓強平衡向右移動，因此，平衡時容器Ⅰ中氫氣的體積分數大于容器Ⅱ，a項錯誤；

b．反應達到平衡狀態(tài)時容器Ⅱ中Q>2×36.88，b項正確；

c．由于兩容器初始時反應物濃度不等，故化學反應速率不等，c項錯誤；

d．壓強大的容器Ⅱ中反應物的轉化率大，d項正確；

e．容器Ⅱ相當于在容器Ⅰ的基礎上加壓，其反應物濃度高，反應速率快，因此容器Ⅱ比容器Ⅰ先達到平衡狀態(tài)，e項正確；故答案選bde；

(5)①合成氨反應是體積減小的放熱反應，因此溫度高反應速率快，但達到平衡時氨的含量低，增加壓強達到平衡時氨的含量變大，因此在坐標圖中向橫坐標作垂線交于3個曲線，根據同壓下不同溫度時平衡時氨的含量，可以判斷曲線的溫度高低；合成氨反應為放熱反應，反應溫度越高，越不利于反應的進行，曲線a的NH3的物質的量分數最高，其反應溫度應相對最低，由此可判斷曲線a對應的溫度是200 ℃；

②Q、M點的溫度相等(均為400 ℃)，平衡常數相等，N點在溫度為600 ℃的曲線上，合成氨是放熱反應，溫度越高平衡常數越小，因此有：KQ＝KM>KN；

③在M點NH3的物質的量分數為60%，又按n(N2)：n(H2)＝1：3投料，設氫氣的轉化率為x，則平衡時各物質的量為n(N2)＝(1－x) mol，n(H2)＝3×(1－x) mol，n(NH3)＝2x mol，則有×100%＝60%，得x＝0.75，即H2的轉化率為75%。