Question

3．氢气是新型能源和重要化工原料．
已知：①2CO（g）+O₂（g）=2CO₂（g）△H₁
②CH₄（g）+2O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（l）△H₂
③H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=H₂O（l）△H₂
（1）科学家提出一种利用天然气制备氢气的方法：CH₄（g）+CO₂（g）=2CO（g）+2H₂（g）△H，△H=△H₂-△H₁-2△H₃，这种方法的推广与使用，不仅实现资源综合利用，而且还能解决环境问题是减少二氧化碳排放，缓解温室效应．
（2）氨气是重要化工原料，在国民经济中占重要地位．
①在恒温、容积相等的恒容密闭容器中投入一定量氮气、氢气，发生如下可逆反应：
N₂（g）+3H₂（g）═2NH₃（g）△H=-92.4kJ•mol^-1
实验测得起始、平衡时的有关数据如表所示：

容器编号	起始时各物质的物质的量/mol			平衡时反应中的能量变化
	H2	N2	NH3
Ⅰ	3n	n	0	放出热量a kJ
Ⅱ	3n	2n	0	放出热量b kJ
Ⅲ	6n	2n	0	放出热量c kJ

下列判断正确的是BC．
A．N₂的转化率：Ⅱ＞I＞Ⅲ
B．放出热量：a＜b＜92.4n
C．达到平衡时氨气的体积分数：Ⅲ＞Ⅰ
D．平衡常数：Ⅲ＞Ⅱ＞Ⅰ
②在密闭恒容容器中投入一定量氮气和氢气，混合气体中氨气体积分数和温度关系如图所示：
曲线TJ段变化主要原因是平衡之前，反应向生成氨方向进行，JL段变化的主要原因是该正反应是放热反应，平衡之后，升高温度，平衡向逆方向移动，促进氨分解，氨的体积分数减小，氨气正反应速率：T点小于小于L点（填：大于、小于或等于）．
③在2L密闭容器中充入一定量的氨气，氨气的物质的量与反应时间关系如表所示：

时间/min	0	5	10	15	20	25	…
NH3/mol	2	1.0	0.5	0.25	0.24	0.24

在该条件下，前5分钟H₂平均反应速率为0.15mol/（L•min）．
④常温下，在V mL的a mol•L^-1稀硫酸溶液中滴加b mol•L^-1稀氨水V mL恰好使混合溶液呈中性．此时，一水合氨的电离常数K_b=$\frac{2a}{（b-2a）×1{0}^{7}}$（用含a、b代数式表示）．
（3）氢气直接作燃料电池的理论输出电压为1.2V，能量密度E=$\frac{\frac{1.2V×\frac{1000g}{2g/mol×2×96500C/mol}}{1kg}}{3.6×1{0}^{6}J•k{W}^{-1}•{h}^{-1}}$=32.2kW•h•kg^-1（列式计算，精确到小数点后一位．提示：能量密度=电池输出电能/燃料质量，1kW•h=3.6×106J，常用单位为kW•h•kg^-1）．

Answer 1

分析 （1）已知：①2CO（g）+O₂（g）=2CO₂（g）△H₁
②CH₄（g）+2O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（l）△H₂
③H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=H₂O（l）△H₂
由盖斯定律②-①-2×③可得CH₄（g）+CO₂（g）=2CO（g）+2H₂（g）；该方法减少了二氧化碳的排放；
（2）①恒温相同体积的容器，以Ⅰ为参照，Ⅱ则相当于在Ⅰ的平衡基础上加入n mol氮气，平衡较Ⅰ正向移动，Ⅲ的初始投入量是Ⅰ的两倍，则考虑为两个Ⅰ的平衡总和，容积相同，则将两个Ⅰ压缩体积，所以Ⅲ相当于对Ⅰ增大压强，平衡正向移动，据此分析；
②TJ段未达到平衡，反应向生成氨方向进行，温度升高，反应加快，氨气体积分数增大；当J点达到平衡，JL段：该正反应是放热反应，升高温度，平衡向逆方向移动，促进氨分解，氨的体积分数减小．L点温度高于T点温度，两点的各物质浓度相等；
③根据v=$\frac{△c}{△t}$计算氨气表示的反应速率，再由反应速率之比等于化学计量数之比计算氢气表示的反应速率；
④稀溶液总体积等于两种溶液体积之和，根据电荷守恒计算离子的浓度，根据电离平衡常数表达式计算即可；
（3）氢气直接作燃料电池的负极上的反应是：H₂-2e^-+2OH^-=2H₂O，根据能量密度定义计算即可．

解答 解：（1）已知：①2CO（g）+O₂（g）=2CO₂（g）△H₁
②CH₄（g）+2O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（l）△H₂
③H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=H₂O（l）△H₂
由盖斯定律②-①-2×③可得CH₄（g）+CO₂（g）=2CO（g）+2H₂（g）△H=△H₂-△H₁-2△H₃；该方法减少二氧化碳排放，缓解温室效应；
故答案为：△H₂-△H₁-2△H₃；减少二氧化碳排放，缓解温室效应；
（2）①A、实验I和III比较，实验III相当于实验I体积压缩一半，加压时平衡向正方向移动，N₂转化率增大，III中氮气转化率大于I中氮气转化率；I、II实验中氢气量相等，氮气量越多，氮气转化率减小，I中氮气转化率大于II中氮气转化率，故III、I、II中氮气转化率依次增大，A错误；
B、可逆反应的热化学方程式表示：1mol氮气和3mol氢气完全反应放出92.4kJ热量．根据可逆反应特点，3mol氢气和1mol氮气不能完全生成NH₃．II生成的氨气量大于I，B项正确；
C、如果平衡不移动，III中氨气量是I中2倍，氨气体积分数相等．在恒容条件下，I容器加压变成III，增大压强，平衡向生成NH₃方向移动，氨体积分数增大，C正确；
D、温度不变，平衡常数不变，三个容器中平衡常数相等，D错误；
故答案为：BC；
②TJ段未达到平衡，反应向生成氨方向进行，温度升高，反应加快，氨气体积分数增大；当J点达到平衡，JL段：该正反应是放热反应，升高温度，平衡向逆方向移动，促进氨分解，氨的体积分数减小．L点温度高于T点温度，两点的各物质浓度相等，所以，L点氨的正反应速率较大；
故答案为：平衡之前，反应向生成氨方向进行；该正反应是放热反应，平衡之后，升高温度，平衡向逆方向移动，促进氨分解，氨的体积分数减小；小于；
③由表可知，前5min生成氨气1mol，则v（NH₃）=$\frac{1mol÷2L}{5min}$=0.1mol/（L•min），根据化学反应中速率之比等于系数之比，得出v（H₂）=1.5v（NH₃）=0.15mol/（L•min）；
故答案为：0.15mol/（L•min）；
④稀溶液总体积等于两种溶液体积之和．根据电荷守恒有：c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（OH^-）+2c（SO₄^2-），当溶液呈中性时c（H⁺）=c（OH^-）=1.0×10^-7mol/L，推知：c（NH₄⁺）=2c（SO₄^2-），c（SO₄^2-）=0.5a mol/L，c（NH₄⁺）=a mol/L，c（NH₃•H₂O）+c（NH₄⁺）=0.5b mol/L，c（NH₃•H₂O）=（0.5b-a）mol/L．K_b=$\frac{c（N{{H}_{4}}^{+}）•c（O{H}^{-}）}{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}$=$\frac{a×1{0}^{-7}}{0.5b-a}$=$\frac{2a}{（b-2a）×1{0}^{7}}$；
故答案为：$\frac{2a}{（b-2a）×1{0}^{7}}$；
（3）H₂-2e^-+2OH^-=2H₂O，根据能量密度定义，E=$\frac{\frac{1.2V×\frac{1000g}{2g/mol×2×96500C/mol}}{1kg}}{3.6×1{0}^{6}J•k{W}^{-1}•{h}^{-1}}$=32.2kW•h•kg^-1，故答案为：$\frac{\frac{1.2V×\frac{1000g}{2g/mol×2×96500C/mol}}{1kg}}{3.6×1{0}^{6}J•k{W}^{-1}•{h}^{-1}}$=32.2kW•h•kg^-1．

点评 本题综合考查学生化学反应速率的计算、化学平衡移动原理的应用、溶液中离子浓度之间的关系等知识，注意知识的归纳和梳理是解题的关键，题目难度大．