Question

14．A、B、C是三種常用制備氫氣的方法．
A．煤炭制氫氣，相關反應為：
C（s）+H₂O（g）?CO（g）+H₂（g），△H=a kJ•mol^-1
CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g），△H=b kJ•mol^-1
B．氯堿工業(yè)中電解飽和食鹽水制備氫氣．
C．硫鐵礦（FeS₂）燃燒產(chǎn)生的SO₂通過如圖碘循環(huán)工藝過程制備H₂：

回答問題：
（1）某溫度（T₁）下，向容積為2L的密閉容器中充入一定量的CO和H₂O，發(fā)生煤炭制氫氣的一個反應：反應過程中測定的部分數(shù)據(jù)如表（表中t₁＜t₂）：

反應時間/min	n（CO）/mol	H2O/mol
0	1.20	0.60
t1	0.80
t2		0.20

保持其他條件不變，向平衡體系中再通入0.20molH₂O，與原平衡相比，達到新平衡時CO轉化率增大（增大、減小、不變），H₂O的體積分數(shù)增大（增大、減小、不變）；
保持其他條件不變，溫度由T₁升至T₂，上述反應平衡常數(shù)為0.64，則正反應為放熱（吸熱、放熱）反應．
保持其他條件不變，起始時向容器中充入0.60mol CO和1.20mol H₂O，到達平衡時，n（CO₂）=0.40 mol．
（2）寫出方法B制備氫氣的離子方程式；2Cl^-+2H₂O $\frac{\underline{\;電解\;}}{\;}$2OH^-+H₂↑+Cl₂↑
（3）膜反應器常利用膜的特殊功能實現(xiàn)反應產(chǎn)物的選擇性分離．方法C在HI分解反應中使用膜反應器分離出H₂的目的是減小氫氣的濃度，使HI分解平衡正向移動，提高HI的分解率．
（4）反應：C（s）+CO₂（g）=2CO（g），△H=（a-b）kJ•mol^-1．
（5）某種電化學裝置可實現(xiàn)如下轉化：2CO₂=2CO+O₂，CO可用作燃料．已知該反應的陽極反應為：4OH^--4e^-═O₂↑+2H₂O，則陰極反應為：2CO₂+4e^-+2H₂O=2CO+4OH^-．

Answer 1

分析 （1）保持其他條件不變，增加一種反應物的濃度，平衡向正反應方向移動，另一種反應物的轉化率增大，自身轉化率降低；
CO與H₂O按物質的量比1：1反應，充入0.60 mol CO和1.20 mol H₂O與充入1.20 mol CO和0.6mol H₂O到達平衡時對應生成物的濃度、物質的量相同；
t₁min時n（CO）=0.8mol，n（H₂O）=0.6mol-0.4mol=0.2mol，t₂min時n（H₂O）=0.2mol，說明t₁min時反應已經(jīng)達到平衡狀態(tài)，反應前后氣體的體積不變，利用物質的量代替濃度計算700℃時平衡常數(shù)，比較不同溫度下的平衡常數(shù)大小判斷反應的熱效應；
（2）氯堿工業(yè)中電解飽和食鹽水制備氫氣，電解飽和食鹽水生成氫氧化鈉、氫氣和氯氣；
（3）HI分解是可逆反應，分離出氫氣有利于平衡正向移動；
（4）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；
（5）陰極發(fā)生還原反應，CO₂被還原生成CO，總反應式減去陽極反應式得陰極反應式．

解答 解：（1）保持其他條件不變，向平衡體系中再通入0.20molH₂O，與原平衡相比，平衡向右移動，達到新平衡時CO轉化率增大，H₂O轉化率減小，H₂O的體積分數(shù)會增大；
t₁min時n（CO）=0.8mol，n（H₂O）=0.6mol-0.4mol=0.2mol，t₂min時n（H₂O）=0.2mol，說明t₁min時反應已經(jīng)達到平衡狀態(tài)，此時n（CO）=0.8mol，n（H₂O）=0.2mol，n（CO₂）=c（H₂）=△n（CO）=1.2mol-0.8mol=0.4mol，反應前后氣體的體積不變，利用物質的量代替濃度計算700℃時平衡常數(shù)，則k=$\frac{0.4×0.4}{0.8×0.2}$=1，溫度升至800℃，上述反應平衡常數(shù)為0.64，說明溫度升高，平衡是向左移動，故正反應為放熱反應；
CO與H₂O按物質的量比1：1反應，充入0.60 mol CO和1.20 mol H₂O與充入1.20 mol CO和0.6mol H₂O，平衡時生成物的濃度對應相同，t₁min時n（CO）=0.8mol，n（H₂O）=0.6mol-0.4mol=0.2mol，t₂min時n（H₂O）=0.2mol，說明t₁min時反應已經(jīng)達到平衡狀態(tài)，根據(jù)化學方程式可知，則生成的n（CO₂）=0.40mol；
故答案為：增大； 增大； 放熱； 0.40 mol；
（2）氯堿工業(yè)中電解飽和食鹽水制備氫氣，電解飽和食鹽水生成氫氧化鈉、氫氣和氯氣，反應的離子方程式為：2Cl^-+2H₂O $\frac{\underline{\;電解\;}}{\;}$2OH^-+H₂↑+Cl₂↑；
故答案為：2Cl^-+2H₂O $\frac{\underline{\;電解\;}}{\;}$2OH^-+H₂↑+Cl₂↑；
（3）HI分解為可逆反應，及時分離出產(chǎn)物H₂，有利于反應正向進行；
故答案為：減小氫氣的濃度，使HI分解平衡正向移動，提高HI的分解率；
（4）①C（s）+H₂O（g）?CO（g）+H₂（g），△H=a kJ•mol^-1
②CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g），△H=b kJ•mol^-1
依據(jù)蓋斯定律計算①-②得到：C（s）+CO₂（g）=2CO（g），△H=（a-b）kJ•mol^-1；
故答案為：（a-b）kJ•mol^-1；
（5）總反應式為2CO₂=2CO+O₂，陽極反應為4OH^--4e^-=O₂↑+2H₂O，總反應式減去陽極反應式得陰極反應式，所以陰極反應為：2CO₂+4e^-+2H₂O=2CO+4OH^-，
故答案為：2CO₂+4e^-+2H₂O=2CO+4OH^-．

點評 本題主要考查化學反應速率、化學平衡及平衡常數(shù)等計算，電解原理分析，熱化學方程式和蓋斯定律計算應用，注意數(shù)據(jù)的規(guī)律分析利用，掌握基礎是哦關鍵，題目難度中等．