Question

化学反应原理在工业生产中具有十分重要的意义．
（1）工业生产可以用NH₃（g）与CO₂（g）经两步反应生成尿素，两步反应的能量变化示意图如图1：

则NH₃（g）与CO₂（g）反应生成学科王尿素的热化学方程式为

 

．
（2）已知反应Fe（s）+CO₂（g）?FeO（s）+CO（g）△H=a kJ?mol^-1．测得在不同温度下，该反应的平衡常数K随温度的变化如下：

温度（℃）	500	700	900
K	1.00	1.47	2.40

①该反应的化学平衡常数K的表达式为

 

，a

 

0（填“＞”、“＜”或“=”）．在500℃2L密闭容器中进行反应，Fe和CO₂的起始量均为4mol，则5min后达到平衡时CO₂的转化率为

 

，生成CO的平均速率v（CO）为

 

．
②700℃反应达到平衡后，要使反应速率增大且平衡向右移动，可采取的措施有

 

．
（3）利用CO与H₂可直接合成甲醇，如图2是由“甲醇-空气”形成的绿色燃料电池的工作原理示意图，写出以石墨为电极的电池工作时负极的电极反应式

 

，利用该电池电解1L 0.5mol/L的CuSO₄溶液，当消耗560mLO₂（标准状况下）时，电解后溶液的pH=

 

（溶液电解前后体积的变化忽略不计）．

Answer 1

考点：热化学方程式,原电池和电解池的工作原理,化学平衡的影响因素

专题：

分析：（1）由图示可知，两步反应的完成的热效应与一步完成的热效应是相同的；
（2）①化学平衡常数，是指在一定温度下，可逆反应达到平衡时各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积除以各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积所得的比值，据此书写反应①的平衡常数，注意固体不需要写出；由表中数据可知，对于反应①，温度越高平衡常数越大，说明升高温度平衡向正反应移动，据此判断a值的符号；
令平衡时参加反应的二氧化碳的物质的量为xmol，利用三段式表示出平衡时各组分的物质的量，气体的化学计量数都为1，前后气体的物质的量相等，用物质的量代替浓度代入平衡常数计算x的值，再利用转化率定义计算二氧化碳的转化率；根据参加反应的二氧化碳的物质的量计算生成的CO的物质的量，再根据v=

△n V

△t

计算v（CO）；
②根据平衡移动原理进行分析解答；
（3）负极发生氧化反应，根据电子守恒求消耗的氢氧根离子浓度．

解答： 解：（1）由图示可知，两步反应的完成的热效应与一步完成的热效应是相同的，将两个反应相加可得2NH₃（g）+CO₂（g）═CO（NH₂）₂（s）+H₂O（l）△H=-134 kJ/mol，
故答案为：2NH₃（g）+CO₂（g）═CO（NH₂）₂（s）+H₂O（l）△H=-134 kJ/mol；
（2）①反应Fe（s）+CO₂（g）═FeO（s）+CO（g）的平衡常数k=

c(CO)

c(CO 2)

，
由表中数据可知，对于反应①，温度越高平衡常数越大，说明升高温度平衡向正反应移动，升高温度平衡向吸热反应进行，故a＞0，
令平衡时参加反应的二氧化碳的物质的量为xmol，则：
            Fe（s）+CO₂（g）═FeO（s）+CO（g）
开始（mol）：4                  0
变化（mol）：x                  x
平衡（mol）：4-x                 x
所以

x

4-x

=1，解得x=2，
故二氧化碳的转化率为

2mol

4mol

×100%=50%，
故CO表示的平均速率v（CO）=

2mol 2L

5min

=0.2mol/（L?min）
故答案为：

c(CO)

c(CO 2)

；＞；50%；0.2mol/（Lmin）；
②根据该反应是气体体积不变的吸热反应，所以要使反应速率增大且平衡向右移动，可采取的措施是增加CO₂的量或者升高温度，
故答案为：增加CO₂的量或者升高温度；
（3）负极发生氧化反应，负极CH₃OH-6e^-+H₂O=CO₂+6H⁺，依据电子守4OH^-～O₂～4e^-，当消耗560mLO₂（标准状况下）时即

0.56

22.4

=0.025mol，依据电子守恒4OH^-～O₂～4e^-，则消耗的氢氧根离子物质的量为0.025mol×4=0.1mol，所以溶液中氢离子的浓度为：

0.1

1

=0.1mol/L，故PH=1；故答案为：CH₃OH-6e^-+H₂O=CO₂+6H⁺；1．

点评：本题考查反应速率计算、平衡常数、化学平衡计算、影响反应速率与化学平衡移动的因素、盖斯定律与反应热的计算等，难度中等．