Question

17．近年來對CO₂的有效控制及其高效利用德爾研究正引起全球廣泛關注．據中國化工報報道，用CaSO₄代替O₂與燃料CO反應，既可以提高燃燒效率，又能得到高純度CO₂，是一種高效、清潔、經濟的新型燃燒技術．反應①為主反應，反應②和③為副反應．
①$\frac{1}{4}$CaSO₄（s）+CO（g）?$\frac{1}{4}$CaS（s）+CO₂（g）△H₁=-47.3kJ/mol
②CaSO₄（s）+CO（g）?CaO（s）+CO₂（g）+SO₂（g）△H₂=+210.5kJ/mol
③CO（g）?$\frac{1}{2}$C（s）+$\frac{1}{2}$CO₂（g）△H₃=-86.2kJ/mol
（1）反應2 CaSO₄（s）+7CO（g）?CaS（s）+CaO（s）+C（s）+6CO₂（g）+SO₂（g）的△H=       （用△H₁△H₂△H₃表示）．
（2）反應①～③的平衡常數的對數lgK隨反應溫度T的變化曲線見圖1（反應①已標明）．結合各反應的△H，歸納lgK～T曲線變化規(guī)律
（a）當△H＞0時，lgK隨溫度升高而增大，當△H＜0時，lgK隨溫度升高而減�。�
（b）當溫度同等變化時，△H的數值越大lgK的變化越大．
（3）向盛有CaSO₄的真空恒容容器中充入CO，反應①于900°C達到平衡，c（CO）_平衡=8.0×10^-2mol•L^-1，計算CO的轉化率（忽略副反應，結果保留2位有效數字）99%．為減少副產物②，下列措施中可行的是AC．（填編號）．
A．控制適當溫度，體系溫度不宜過高 B．增大體系壓強 C．在初始燃料中加入適量CO₂ D．減少CaSO₄的用量
（4）一定條件下，在體積為2L的真空密閉容器中加入1molCaSO₄和1molCO，假設只發(fā)生反應②，測得二氧化碳的物質的量濃度隨溫度的變化關系如圖2所示，圖中A表示CO₂的平衡濃度與溫度的關系曲線，B表示不同溫度下反應經過相同時間時CO₂的物質的量濃度的變化曲線．
則：溫度為T₅℃時，該反應耗時40s達到平衡，則T₅℃時，該反應的反應速率v（CO₂）為0.005mol/（L•s）．請說明隨溫度的升高，曲線B向曲線A逼近的原因：隨著溫度升高，反應速率加快，達到平衡所需要的時間變短．
（5）某溫度下，2L的密閉容器中只發(fā)生反應①，已知某組實驗c（CO₂）與反應時間t變化曲線．若在t₀時刻將容器的體積擴大至4L，請在圖中繪出c（CO₂）與反應時間t變化曲線．

Answer 1

分析 （1）根據蓋斯定律及題干中熱化學方程式計算出反應2CaSO₄（s）+7CO（g）?CaS（s）+CaO（s）+6CO₂（g）+C（s）+SO₂（g）的△H；
（2）根據反應①-③的平衡常數的對數lgK隨反應溫度T的變化曲線進行判斷變化規(guī)律；
（3）根據圖象判斷900℃時反應①的lgK=2，則平衡常數為10²，設出反應前CO濃度為c，根據平衡常數表達式列式計算即可；反應②是吸熱反應溫度升高平衡正向進行，減少副反應進行需要平衡逆向進行；
（4）由圖可知，溫度越高，二氧化碳的物質的量濃度越大，說明此反應為吸熱反應，T₅℃時二氧化碳的物質的量濃度為0.2mol/L，據此計算反應速率即可；溫度對反應速率的影響判斷：溫度越高，反應速率越大，反之，溫度越低；
（5）已知某組實驗c（CO）與反應時間t變化曲線Ⅰ（如圖），若在t₀時刻將容器的體積擴大至4L，各組分的濃度都減小，反應速率減小，達平衡所需時間變長；

解答 解：（1）根據蓋斯定律，①×4+②+③×2可得：2CaSO₄（s）+7CO（g）?CaS（s）+CaO（s）+6CO₂（g）+C（s）+SO₂（g）的△H=4△H₁+△H₂+2△H₃，
故答案為：4△H₁+△H₂+2△H₃；
（2）根據圖象曲線變化可知，反應①、③為放熱反應，隨著溫度的升高，平衡常數K逐漸減小，則lgK逐漸減小，而反應②為吸熱反應，升高溫度，平衡常數K逐漸增大，則lgK逐漸增大，所以Ⅰ表示的為反應③、Ⅱ曲線表示的為反應②，變化規(guī)律為：當△H＞0時，lgK隨溫度升高而增大，當△H＜0時，lgK隨溫度升高而減�。桓鶕�反應①和曲線Ⅰ（反應③反應）的反應熱可知，當溫度同等變化時，△H的數值越大lgK的變化越大，
故答案為：（a）當△H＞0時，lgK隨溫度升高而增大，當△H＜0時，lgK隨溫度升高而減�。唬╞）當溫度同等變化時，△H的數值越大lgK的變化越大；
（3）向盛有CaSO₄的真空恒容密閉容器中充入CO，反應方程式為：$\frac{1}{4}$CaSO₄（s）+CO（g）?$\frac{1}{4}$CaS（s）+CO₂（g）△H₁=-47.3kJ•mol^-1，根據圖象曲線可知，反應①于900℃時lgK=2，平衡常數為10²=100，c_平衡（CO）=8.0×10^-5 mol•L^-1，設一氧化碳反應前濃度為c，則反應消耗的CO濃度=反應生成二氧化碳濃度=（c-8.0×10^-5）mol/L，平衡常數K=$\frac{c（C{O}_{2}）}{c（CO）}$=$\frac{c-8.0×1{0}^{-5}}{8×1{0}^{-5}}$=100，解得c=8.08×10^-3mol/L，一氧化碳的轉化率為：$\frac{8.0×1{0}^{-3}}{8.08×1{0}^{-3}}$×100%≈99%，
反應②是吸熱反應溫度升高平衡正向進行，減少副反應進行需要平衡逆向進行，
A．溫度升高平衡正向進行，副反應正向進行，控制適當溫度，體系溫度不宜過高，故A正確；
B．增大體系壓強副反應③正向進行，故B錯誤；
C．在初始燃料中加入適量CO₂ 抑制副反應正向進行，故C正確；
D．固體不影響化學平衡，減少CaSO₄的用量不能減少副反應的發(fā)生，故D錯誤；故選AC，
故答案為：99%；AC；
（4）①溫度越高，二氧化碳的物質的量濃度越大，此反應為吸熱反應，T₅℃時二氧化碳的物質的量濃度為0.2mol/L，v（CO₂）=$\frac{△c（C{O}_{2}）}{△t}$=0.005mol/（L•s），根據溫度對反應速率的影響可知，隨著溫度升高，反應速率加快，達到平衡所需要的時間變短，所以曲線B向曲線A逼近，
故答案為：0.005mol/（L•s）；隨著溫度升高，反應速率加快，達到平衡所需要的時間變短；
（5）已知某組實驗c（CO）與反應時間t變化曲線Ⅰ（如圖一）．若在t₀時刻將容器的體積擴大至4L，各組分的濃度都減小，反應速率減小，達平衡所需時間變長，縱坐標起點1.0，終點1.5，橫坐標起點t₀，終點＞t₁，圖象為，
故答案為：．

點評 本題考查了化學平衡常數的計算、影響平衡移動的因素、化學平衡常數的計算、電離平衡常數的應用、熱化學方程式的書寫等知識，題目中等難度，答題時注意學會從圖中獲取信息，并注意對平衡常數概念的理解，明確熱化學方程式的書寫方法及蓋斯定律的含義及應用．