Question

9．德國化學家哈伯發(fā)明的合成氨技術使大氣中的氮氣變成了生產氮肥永不枯竭的廉價來源，解救了世界糧食危機獲1918年諾貝爾化學獎．現模擬工業(yè)制氨的過程，通過查閱資料，獲得以下鍵能數據：

化學鍵	N≡N	H-H	N-H
鍵能/（kJ/mol）	946	436	391

（1）計算工業(yè)合成氨反應的反應熱：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92kJ/mol
（2）一定溫度下，向一個恒壓容器中充入0.6mol N₂和0.5mol H₂，在一定溫度下進行反應：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g），達到化學平衡時，N₂的轉化率為$\frac{1}{6}$，此時容器的體積為1L．
①該溫度時容器中平衡體系的平衡常數是10mol²/L²．
②若保持平衡時的溫度和壓強不變，繼續(xù)向平衡體系中通入0.9mol N₂，則平衡將逆向（填“正向”，“逆向”或“不”）移動．
（3）在兩個壓強相等，溫度分別為T₁和T₂的容器中充入由1mol N₂和3molH₂組成的混合氣體，發(fā)生反應N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g），平衡后改變容器體積，容器內N₂的體積分數隨壓強的變化如圖1所示．據圖1判斷下列說法正確的是b

a．A、B、C三點的平衡常數大小關系：K_A＜K_B＜K_C
b．A點和B點混合氣體的密度大小關系：A＜B
c．A點和C點混合氣體的平均相對分子質量大小關系：A＞C
（4）合成氨工業(yè)會產生大量副產物CO₂，工業(yè)上常用高濃度的K₂CO₃溶液吸收CO₂，得溶液X，再利用電解法K₂CO₃溶液再生，其裝置如圖2所示：
①在陽極區(qū)發(fā)生的反應有4OH^--4e^-=2H₂O+O₂↑和H⁺+HCO₃^-=H₂O+CO₂↑．
②簡述CO₃^2-在陰極區(qū)再生的原理溶液中HCO₃^-存在電離平衡：HCO₃^-=CO₃^2-+H⁺（1分），陰極H⁺放電，c（H⁺）減少平衡右移CO₃^2-再生（或陰極H⁺放電，使c（OH^-）增大，OH^-與HCO₃^-反應生成CO₃^2-）．
③再生裝置中產生的CO₂和H₂在一定條件下反應生成甲醇，工業(yè)上利用該反應合成甲醇．已知：25℃，101KPa下：2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（g）△H₁=-484kJ/mol
2CH₃OH（g）+3O₂（g）=2CO₂ （g）+4H₂O（g）△H₂=-1352kJ/mol
寫出CO₂和H₂生成1molCH₃OH（g）的熱化學方程式CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）△H=-50kJ/mol．

Answer 1

分析 （1）根據蓋斯定律，反應的焓變△H=反應物的總鍵能-生成物的總鍵能；
（2）①恒壓密閉容器中發(fā)生反應N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g），達到化學平衡時，N₂的轉化率為$\frac{1}{6}$，容器體積為1L，計算平衡時各組分的濃度，據此計算反應的化學平衡常數；
②若保持平衡時的溫度和壓強不變，繼續(xù)向平衡體系中通入0.9mol N₂，由于是恒壓裝置，相當于對體系稀釋，等效為減壓，則反應平衡向增壓方向移動；
（3）根據圖象，反應為放熱反應，溫度升高不利于反應正向進行，平衡時N₂的量增多，則溫度T₂＞T₁，
a．平衡常數只隨溫度的改變而改變；
b．A點和B點混合氣體的壓強相等，混合氣體的密度為$ρ=\frac{m}{V}$；
c．混合氣體的平均相對分子質量為$\overline{{M}_{r}}=\frac{m}{n}$；
（4）①陽極區(qū)為物質失去電子，發(fā)生氧化反應，根據裝置圖分析，溶液為堿性，則陽極OH^-放電，失去電子，生成O₂，據此寫出電極反應式；
②根據溶液中存在的HCO₃^-的電離平衡和電極反應式簡述原理；
③CO₂和H₂生成1molCH₃OH（g）的反應方程式為：CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g），該反應可由已知焓變的熱化學方程式推導，根據蓋斯定律計算該反應的焓變．

解答 解：（1）根據蓋斯定律，反應的焓變△H=反應物的總鍵能-生成物的總鍵能，則△H=E（N≡N）+3E（H-H）-2×3E（N-H）=946+3×436-2×3×391=-92kJ/mol，
故答案為：-92；
（2）①恒壓密閉容器中發(fā)生反應N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g），達到化學平衡時，N₂的轉化率為$\frac{1}{6}$，容器體積為1L，根據反應方程式，平衡時，容器內各組分濃度為c（N₂）=0.5mol/L，c（H₂）=0.2mol/L，c（NH₃）=0.2mol/L，該反應的平衡常數為K=$\frac{{c}^{2}（{H}_{2}）}{c（{N}_{2}）{c}^{3}（{H}_{2}）}$=$\frac{（0.2mol/L）^{2}}{（0.5mol/L）×（0.2mol/L）^{3}}$=10L²/mol²，
故答案為：10L²/mol²；
②若保持平衡時的溫度和壓強不變，繼續(xù)向平衡體系中通入0.9mol N₂，由于是恒壓裝置，相當于對體系稀釋，等效為減壓，則反應平衡向增壓方向移動，即反應向逆反應方向移動，
故答案為：逆向；
（3）根據圖象，反應為放熱反應，溫度升高不利于反應正向進行，平衡時N₂的量增多，則溫度T₂＞T₁，
a．平衡常數只隨溫度的改變而改變，B和C均在溫度為T₁的曲線上，則平衡常數K_B=K_C，故a錯誤；
b．A點和B點混合氣體的壓強相等，溫度T₂＞T₁，則平衡時，A點的混合氣體的物質的量大于B點混合氣體的物質的量，混合氣體的密度為$ρ=\frac{m}{V}$，根據理想氣體狀態(tài)方程pV=nRT，則密度$ρ=\frac{p•m}{nRT}$，裝置為恒壓裝置，壓強相等，整個體系質量守恒，m相等，由于A點溫度和混合氣體的物質的量均大于B點的，則密度A＜B，故b正確；
c．混合氣體的平均相對分子為$\overline{{M}_{r}}=\frac{m}{n}$，根據質量守恒，A和C處混合氣體的總質量m相等，通過中間B點比較，A點的混合氣體的物質的量大于B點混合氣體的物質的量，隨著反應的進行，氣體分子數減少，則混合氣體的物質的量減少，所以B點的混合氣體的物質的量大于C點混合氣體的物質的量，因此A點的混合氣體的物質的量大于C點混合氣體的物質的量，則混合氣體的平均相對分子質量A＜C，故c錯誤；
故選b；
（4）①陽極區(qū)為物質失去電子，發(fā)生氧化反應，根據裝置圖分析，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↑，
故答案為：4OH^--4e^-=2H₂O+O₂↑；
②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CO₃^2-再生或者陰極H⁺放電，使c（OH^-）增大，產生的OH^-與HCO₃^-反應生成CO₃^2-，
故答案為：溶液中HCO₃^-存在電離平衡：HCO₃^-=CO₃^2-+H⁺（1分），陰極H⁺放電，c（H⁺）減少平衡右移CO₃^2-再生（或陰極H⁺放電，使c（OH^-）增大，OH^-與HCO₃^-反應生成CO₃^2-）；
③已知：①2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（g）△H₁=-484kJ/mol
             ②2CH₃OH（g）+3O₂（g）=2CO₂ （g）+4H₂O（g）△H₂=-1352kJ/mol
CO₂和H₂生成1molCH₃OH（g）的方程式為：CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g），該反應可由$\frac{①×3-②}{2}$得到，根據蓋斯定律，該反應的焓變?yōu)椤鱄=$\frac{3△{H}_{1}-△{H}_{2}}{2}$=-50kJ/mol，
故答案為：CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）△H=-50kJ/mol．

點評 本題主要考察化學原理部分知識，涉及熱化學方程式的書寫，蓋斯定律的應用，化學平衡的移動，化學平衡常數的計算，電極反應式的書寫，電解原理，考查的知識點較多，題目較綜合，需要有一定的基礎，題目難度中等．