Question

【题目】氢气在工业合成中广范应用。

(1)通过下列反应可以制备甲醇：

CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) ΔH=-90.8kJ/mol，

CO2(g)＋H2(g)CO(g)+H2O(g) ΔH=+41.3kJ/mol

请写出由CO2和H2制取甲醇的热化学方程式______________。

(2)己知合成氨的反应为：N2+3H22NH3 △H<0。某温度度下，若将1molN2和2.8molH2分别投入到初始体积为2L的恒温恒容、恒温恒压和怛容绝热的三个密闭容器中，测得反应过程中三个容器（用a、b、c表示）内N2的转化率随时间的变化如图所示，请冋答下列问题：

①图中代表反应在恒容绝热容器中进行的曲线是________(用a、b、c表示)。

②曲线a条件下该反应的平衡常数K=_____________。

③b容器中M点，v(正)________v(逆）（填“大于”、“小于”或“等于”）。

(3)利用氨气可以设计成高能环保燃料电池，用该电池电解含有NO2-的碱性工业废水，在阴极产生N2。阴极电极反应式为________；标准状况下，当阴极收集到11.2LN2时，理论上消耗NH3的体积为_____________。

(4)常温下，用氨水吸收CO2可得到NH4HCO3溶液，在NH4HCO3溶液中c(NH4+)____ c(HCO3-) (填“>”、“<”或“=”)；反应NH4++HCO3-+H2ONH3H2O+H2CO3的平衡常数K=_______。

(已知常温下NH3H2O的电离平衡常数Kb=2×10-5，H2CO3的电离平衡常数K1=4×10-7, K2=4×10-11)

Answer 1

【答案】 CO2(g) +3H2(g) CH3OH(g) +H2O(g) △H=-49.5 kJ·mol-1 c 800 小于 2NO3-+6e-+4H2O=N2+8OH- 22.4L > 1.25×10-3

【解析】（1）已知：① CO(g) + 2H2(g)CH3OH(g) ΔH1= -90.8kJ/mol，

②CO2(g)＋H2(g)CO(g)+ H2O (g)ΔH2=+41.3kJ/mol，根据盖斯定律，①+②可得CO2(g) +3H2(g) CH3OH(g) +H2O(g) ，则 △H=（ -90.8kJ/mol）+（+41.3kJ/mol）=-49.5 kJ·mol-1 ，故CO2和H2制取甲醇的热化学方程式为CO2(g) +3H2(g) CH3OH(g) +H2O(g) △H=-49.5 kJ·mol-1 ；

（2）①N2+3H22NH3△H＜0，而恒容绝热容器中进行，所以体系温度最高，反应速率最快，达平衡的时间最短，而由图可知消耗时间最短的是c，故选：c；
②平衡常数是温度的函数，温度不变K不变，而曲线a和曲线b的温度相同，
N2 + 3H2 2NH3，
初起：1mol2.8mol 0
变化：0.8mol2.4mol 1.6mol
平衡：0.2mol0.4mol 1.6mol
所以Kb==800=Ka；
③b容器中M点，最终达平衡状态，所以氮气的转化率减小，平衡逆向移动，则v（正）小于v（逆）；
（3）阴极发生还原反应，电极反应式为2NO2-+6e-+4H2O=N2↑+8OH-；阴极收集到1l.2LN2时，即物质的量为0.5mol，转移电子数的物质的量为：3mol，所以消耗氨气的物质的量为：1mol，则标况下的体积为22.4L；

（4）根据盐类水解规律，已知NH3．H2O的电离平衡常数K=1.75×10-5，H2CO3的电离平衡常数K1=4.4×10-7，K2=4.7×10-11，所以碳酸氢根的水解程度更大，溶液中c(NH4+)＞c(HCO3-) ；反应NH4++HCO3-+H2O═NH3．H2O+H2CO3的平衡常数K===1.25×10-3。