Question

碳及其化合物有廣泛的用途。

(1)將水蒸氣通過紅熱的碳即可產生水煤氣。反應為

C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)　ΔH＝＋131.3 kJ·mol－1，

以上反應達到平衡后，在體積不變的條件下，以下措施有利于提高H2O的平衡轉化率的是________。(填序號)

A．升高溫度 B．增加碳的用量 C．加入催化劑 D．用CO吸收劑除去CO

(2)已知：C(s)＋CO2(g)2CO(g)　ΔH＝＋172.5 kJ·mol－1，則CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)的焓變ΔH＝________。

(3)CO與H2在一定條件下可反應生成甲醇：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)。甲醇是一種燃料，可利用甲醇設計一個燃料電池，用稀硫酸作電解質溶液，多孔石墨作電極，該電池負極反應式為__________________________________。

若用該電池提供的電能電解60 mL NaCl溶液，設有0.01 mol CH3OH完全放電，NaCl足量，且電解產生的Cl2全部逸出，電解前后忽略溶液體積的變化，則電解結束后所得溶液的pH＝________。

(4)將一定量的CO(g)和H2O(g)分別通入到體積為2.0 L的恒容密閉容器中，發(fā)生以下反應：CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)。得到如下數據：

溫度/℃	起始量/mol	平衡量/mol	達到平衡所需時間/min
H2O	CO	H2	CO
900	1.0	2.0	0.4	1.6	3.0

 

通過計算求出該反應的平衡常數(結果保留兩位有效數字)________。改變反應的某一條件，反應進行到t min時，測得混合氣體中CO2的物質的量為0.6 mol。若用200 mL 5 mol/L的NaOH溶液將其完全吸收，反應的離子方程式為(用一個離子方程式表示)__________________________

(5)工業(yè)生產是把水煤氣中的混合氣體經過處理后獲得的較純H2用于合成氨。合成氨反應原理為N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH＝－92.4 kJ·mol－1。實驗室模擬化工生產，分別在不同實驗條件下反應，N2濃度隨時間變化如圖甲所示。

 

請回答下列問題：

①與實驗Ⅰ比較，實驗Ⅱ改變的條件為________________________________。

②實驗Ⅲ比實驗Ⅰ的溫度要高，其他條件相同，請在圖乙中畫出實驗Ⅰ和實驗Ⅲ中NH3濃度隨時間變化的示意圖。

 

Answer 1

(1)AD

(2)－41.2 kJ·mol－1

(3)CH3OH(g)＋H2O－6e－=CO2＋6H＋　14

(4)K＝＝0.17　3CO2＋5OH－=2CO32—＋HCO3—＋2H2O

(5)①使用催化劑

②

【解析】(1)該反應為吸熱反應，升高溫度，平衡向右移動，反應物平衡轉化率升高，A項正確；增加固體反應物的量不會引起平衡的移動，B項錯誤；催化劑不能使平衡移動，C項錯誤；生成物濃度降低，平衡向正反應方向移動，反應物平衡轉化率升高，D項正確。(2)根據蓋斯定律，方程式C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)與C(s)＋CO2(g)??2CO(g)相減可得CO(g)＋H2O(g)??CO2(g)＋H2(g)，則ΔH＝＋131.3 kJ·mol－1－172.5 kJ·mol－1＝－41.2 kJ·mol－1。(3)電池總反應為2CH3OH＋3O2=2CO2＋4H2O，酸性條件下，正極反應為O2＋4H＋＋4e－=2H2O，總反應減去正極反應可得負極反應為CH3OH(g) ＋H2O－6e－=CO2 ＋6H＋；0.01 mol CH3OH完全放電可提供0.06 mol電子，則電解NaCl溶液時電路中流過的電子為0.06 mol，生成OH－的物質的量為0.06 mol，溶液中c(OH－)＝1 mol/L，pH＝14。

(4)由題目所給數據可知：

CO(g)�。�　H2O(l)??CO2(g)�。�　H2(g)　　

起始量 2.0 mol 1.0 mol 0 0

轉化的量 0.4 mol 0.4 mol 0.4 mol 0.4 mol

平衡量 1.6 mol 0.6 mol 0.4 mol 0.4 mol

平衡濃度 0.8 mol/L 0.3 mol/L 0.2 mol/L 0.2 mol/L

則K＝≈0.17；由題意可知，CO2和NaOH的物質的量之比為3∶5，可知產物中CO32—和HCO3—共存。(5)①與實驗Ⅰ比較，實驗Ⅱ中反應速率加快且反應物平衡轉化率沒有改變，故改變的條件為使用了催化劑；②溫度升高，達到平衡的時間縮短，則在曲線中早到達拐點；該反應為放熱反應，升高溫度，平衡向逆反應方向移動，故生成物濃度降低