Question

1．（Ⅰ）人類活動產生的CO₂長期積累，威脅到生態(tài)環(huán)境，其減排問題受到全世界關注．
（1）工業(yè)上常用高濃度的K₂CO₃ 溶液吸收CO₂，得溶液X，再利用電解法使K₂CO₃溶液再生，其裝置示意圖如圖1：

在陽極區(qū)發(fā)生的反應包括4OH^--4e^-═2H₂O+O₂↑和H⁺+HCO₃^-═H₂O+CO₂↑．用平衡原理簡述CO₃^2-在陰極區(qū)再生的過程HCO₃^-存在電離平衡：HCO₃^-?H⁺+CO₃^2-，陰極H⁺放電，濃度減小平衡右移．
（2）再生裝置中產生的CO₂和H₂在一定條件下反應生成甲醇等產物，工業(yè)上利用該反應合成甲醇．
已知：25℃，101KPa下：
H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═H₂O（g）△H₁=-242kJ/mol
CH₃OH（g）+$\frac{3}{2}$O₂（g）═CO₂ （g）+2H₂O（g）△H₂=-676kJ/mol
寫出CO₂和H₂生成氣態(tài)甲醇等產物的熱化學方程式CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（g）+H₂O（g）△H=-50kJ/mol．
（3）在密閉的再生裝置中，加入5mol H₂與2mol CO₂發(fā)生反應生成甲醇，反應達到平衡
時，改變溫度（T）和壓強（P），反應混合物中甲醇（CH₃OH）的物質的量分數(shù)變化情況如圖2所示，下列說法正確的是A C D
A．P₁＞P₂＞P₃＞P₄
B．甲醇的物質的量分數(shù)越高，反應的平衡常數(shù)越大
C．圖示中，該反應的溫度變化為：T₁＞T₂＞T₃＞T₄
D．T₄、P₄、時，H₂的平衡轉化率為60%
（Ⅱ）在溫度為T₁℃和T₂℃時，分別將0.5mol CH₄和1.2mol NO₂充入體積為1L的密閉容器中，測得NO₂的物質的量隨時間變化數(shù)據(jù)如下表：

時間/min 溫度/℃	0	10	20	40	50
T1	1.2	0.9	0.7	0.4	0.4
T2	1.2	0.8	0.56	0.5	0.5

①CH₄和NO₂反應正反應為放熱反應（填“放熱”或“吸熱”）；
②T₁℃時，反應CH₄（g）+2NO₂（g）?N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）平衡常數(shù)K=6.4．
③溫度為T₂℃時，達平衡后，再向容器中加入0.5mol CH₄和1.2mol NO₂，達新平衡時CH₄的轉化率將減少（填“增大”、“減小”或“不變”）．

Answer 1

分析 （Ⅰ）（1）裝置圖分析與電源正極相連的為電解池的陽極，與電源負極相連的為電解池的陰極，陽極上是氫氧根離子失電子生成氧氣；陰極H⁺放電OH^-濃度增大，OH^-與HCO₃^-反應生成CO₃^2-，CO₃^2-再生；
（2）根據(jù)蓋斯定律計算；
（3）A．增大壓強，平衡正向移動，結合圖象判斷甲醇的物質的量分數(shù)變化情況判斷壓強大小；
B．平衡常數(shù)只與溫度有關；
C．溫度升高，平衡向著吸熱方向進行，反之向著放熱方向進行；
D．根據(jù)轉化率等于變化量和初始量的比值進行計算即可；
（Ⅱ）①由表中數(shù)據(jù)可知，T₂溫度反應速率較快，溫度越高，反應速率越快，先到達平衡，而升高溫度，NO₂的物質的量增大，說明平衡逆向移動；
②化學平衡常數(shù)是指：一定溫度下，可逆反應到達平衡時，生成物的濃度系數(shù)次冪之積與反應物的濃度系數(shù)次冪之積的比，固體、純液體不需要在化學平衡常數(shù)中寫出，溫度為T₁℃時，40min到達平衡，計算平衡時各組分濃度，代入平衡常數(shù)表達式計算；
③溫度為T₂℃時，達平衡后，再向容器中加入0.5mol CH₄和1.2mol NO₂，等效再原平衡基礎上增大壓強，平衡逆向移動；

解答 解：（Ⅰ）（1）裝置圖分析與電源正極相連的為電解池的陽極，與電源負極相連的為電解池的陰極，陽極上是氫氧根離子失電子生成氧氣，電極反應為：4OH^--4e^-═2H₂O+O₂↑（或2H₂O-4e^-=4H⁺+O₂↑），生成的氫離子與HCO₃^-反應生成二氧化碳氣體；
在陰極區(qū)，溶液中H⁺放電，破壞水的電離平衡，OH^-濃度增大，OH^-與HCO₃^-反應生成CO₃^2-，所以CO₃^2-再生；
故答案為：4OH^--4e^-═2H₂O+O₂↑；HCO₃^-存在電離平衡：HCO₃^-?H⁺+CO₃^2-，陰極H⁺放電，濃度減小平衡右移；（或溶液中H⁺放電，增大了OH^-濃度，與HCO₃^-反應，從而使CO₃^2-再生）；
（2）①H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═H₂O（g）△H₁=-242kJ/mol①
CH₃OH（g）+$\frac{3}{2}$O₂（g）═CO₂（g）+2H₂O（g）△H₂=-676kJ/mol②
將方程式3①-②得CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（g）+H₂O（g）△H=3×（-242kJ/mol）-（-676kJ/mol）=-50 kJ/mol，
故答案為：CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（g）+H₂O（g）△H=-50 kJ/mol；
（3）A．增大壓強，平衡正向移動，則反應混合物中甲醇（CH₃OH）的物質的量分數(shù)逐漸增大，即P₁＞P₂＞P₃＞P₄，故A正確；
B．平衡常數(shù)只受溫度的影響，溫度不變，平衡常數(shù)不變，故B錯誤；
C．CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g），△H＜0，此反應為放熱反應，故升高溫度，甲醇的含量減小，故T₁＞T₂＞T₃＞T₄，故C正確；
D．T₄、P₄時，甲醇的物質的量分數(shù)是0.2，設消耗氫氣的物質的量是3x，
 3H₂（g）十CO₂（g）≒CH₃OH（g）+H₂O（g）
初始量：5        2         0         0
變化量：3x       x         x         x
平衡量：5-3x    2-x        x         x

$\frac{x}{5-3x+2-x+2x}$=0.2，解得x=1，所以H₂的平衡轉化率為$\frac{3}{5}$×100%=60%，故D正確；
故答案為：ACD；
（Ⅱ）①依據(jù)圖中二氧化氮濃度起始相等，在不同溫度下，溫度越高反應速率越快，經(jīng)過10分鐘T2時二氧化氮濃度降低大，推斷T₂大于T₁，達到平衡時T2下，二氧化氮含量高于T₁下，則升高溫度平衡逆向移動，則逆向為吸熱反應，正向為放熱反應；
故答案為：放熱；
②溫度為T₁℃時，40min到達平衡，平衡時二氧化氮物質的量為0.4mol，則：
             CH₄（g）+2NO₂（g）?N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）
起始量（mol）：0.5    1.2       0       0       0
變化量（mol）：0.4     0.8     0.4     0.4     0.8
平衡量（mol）：0.1     0.4      0.4     0.4     0.8
容器的體積為1L，則平衡常數(shù)K=$\frac{c（{N}_{2}）×c（C{O}_{2}）{c}^{2}（{H}_{2}O）}{c（CH{\;}_{4}）{c}^{2}（N{O}_{2}）}$=$\frac{0.4×0.4×0.8{\;}^{2}}{0.1×0．{4}^{2}}$=6.4，
故答案為：6.4；
③溫度為T₂℃時，達平衡后，再向容器中加入0.5mol CH₄和1.2mol NO₂，等效再原平衡基礎上增大壓強，平衡逆向移動，達新平衡時CH₄的轉化率將減小，
故答案為：減小．

點評 本題為綜合題，考查了電解池原理的分析應用、利用蓋斯定律計算反應熱、化學平衡常數(shù)計算，掌握平衡移動原理、概念實質、電解池原理的理解應用是關鍵，題目難度中等．