Question

甲醇是一種優(yōu)質的液體燃料，目前工業(yè)上CO和CO₂均可用于合成甲醇．

（1）一定條件下發(fā)生反應：CO₂（g）+3H₂（g）=CH₃OH（g）+H₂O（g）△H₁；2CO（g）+O₂（g）=2CO₂（g）△H₂；2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（g）△H₃；則CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）的△H=

 

．
（2）在容積為2L的密閉容器中進行反應：
CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g），其他條件不變，在300℃和500℃時，物質的量n（CH₃OH）-反應時間t的變化曲線如圖甲．該反應的△H

 

0（填＞、＜或=）．
（3）若要提高甲醇的產率，可采取的措施有

 

．（填字母）
A．縮小容器體積            B．降低溫度
C．升高溫度               D．使用合適的催化劑
E．甲醇從混合體系中分離出來
（4）CH₄和H₂O在催化劑表面發(fā)生反應CH₄+H₂O?CO+3H₂，T℃時，向1L密閉容器中投入1mol CH₄和1mol H₂O（g），5小時后測得反應體系達到平衡狀態(tài)，此時CH₄的轉化率為50%，計算該溫度下的平衡常數（寫出計算過程，計算結果保留小數點后兩位數字）．
（5）工業(yè)上把水煤氣中的混合氣體處理后，獲得較純的H₂用于Ⅰ合成氨：N₂（g）+3H₂（g）

一定條件

2NH₃（g）△H=-92.4kJ/mol某同學在不同實驗條件下模擬化工生產進行實驗，N₂濃度隨時間變化如圖乙．實驗Ⅲ比實驗Ⅰ的溫度要高，其它條件相同，請在答題卷對應的地方畫出實驗I和實驗Ⅲ中NH₃濃度隨時間變化的示意圖．
（6）已知25℃K_SP[Mg（OH）₂]=1.8×10^-11；K_SP[Fe（OH）₃]=2.6×10^-39．在25℃下，向濃度均為0.1mol?L^-1 MgCl₂和FeCl₃混合液中逐滴加入氨水，先生成沉淀（填化學式），生成沉淀的離子方程式為

 

．

Answer 1

考點：用蓋斯定律進行有關反應熱的計算,化學平衡常數的含義,化學平衡的影響因素,物質的量或濃度隨時間的變化曲線,難溶電解質的溶解平衡及沉淀轉化的本質

專題：基本概念與基本理論

分析：（1）依據熱化學方程式結合蓋斯定律，計算所需熱化學方程式，計量數改變，焓變改變，熱化學方程式方向改變，焓變符號改變；
（2）圖象分析，先拐先平，溫度高，縱軸甲醇物質的量隨溫度升高減小，說明平衡逆向進行；
（3）若要提高甲醇的產率，平衡正向進行，結合平衡移動原理和反應特征分析，反應是氣體體積減小的放熱反應；
（4）依據化學平衡三段式列式計算平衡濃度，結合平衡常數概念計算得到；
（5）實驗Ⅲ比實驗Ⅰ的溫度要高，達到平衡所需要時間短，反應是放熱反應，升溫平衡狀態(tài)氨氣的濃度減��；
（6）根據溶度積常數確定先沉淀的物質，溶度積常數越小的物質越先沉淀，鐵離子和氨水反應生成氫氧化鐵和銨根離子．

解答： 解：（1）①CO₂（g）+3H₂（g）=CH₃OH（g）+H₂O（g）△H₁；
②2CO（g）+O₂（g）=2CO₂（g）△H₂；
③2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（g）△H₃；
依據蓋斯定律①+

1

2

②-

1

2

③得到CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）的△H=△H₁+

1

2

△H₂-

1

2

△H₃；
故答案為：△H₁+

1

2

△H₂-

1

2

△H₃；
（2）圖象分析，先拐先平，溫度高，縱軸甲醇物質的量隨溫度升高減小，說明平衡逆向進行反應是放熱反應，△H＜0；
故答案為：＜；
（3）CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g），若要提高甲醇的產率，平衡正向進行，結合平衡移動原理和反應特征分析，反應是氣體體積減小的放熱反應；
A．縮小容器體積，壓強增大，平衡正向進行，甲醇的產率增大，故A符合；          
B．反應是放熱反應，降低溫度，平衡正向進行，甲醇的產率增大，故B符合；
C．反應是放熱反應，升高溫度，平衡逆向進行，甲醇產率減小，故C不符合；               
D．使用合適的催化劑，只能改變化學反應速率不改變化學平衡狀態(tài)，甲醇的產率不變，故D不符合；
E．甲醇從混合體系中分離出，減少生成物濃度，平衡正向進行，甲醇的產率增大，故E符合；
故答案為：ABE；
（4）CH₄和H₂O在催化劑表面發(fā)生反應CH₄+H₂O?CO+3H₂，T℃時，向1L密閉容器中投入1mol CH₄和1mol H₂O（g），5小時后測得反應體系達到平衡狀態(tài)，此時CH₄的轉化率為50%，依據平衡三段式列式；                   
                         CH₄ +H₂O?CO+3H₂
起始物質的量濃度（mol?L^-1） 1.0    1.0         0       0
轉化物質的量濃度（mol?L^-1） 0.5    0.5        0.5     1.5
平衡物質的量濃度（mol?L^-1   0.5    0.5        0.5     1.5            
K=

c3(H2)c(CO)

c(CH4)c(H2O)

=

0.5mol/L×(1.5mol/L)3

0.5mol/L×0.5mol/L

=6.75mol²/L²；
答：該溫度下的平衡常數6.75mol²/L²；
（5）實驗Ⅲ比實驗Ⅰ的溫度要高，Ⅲ比Ⅰ快，達到平衡所需要時間短，反應是放熱反應，升溫平衡狀態(tài)氨氣的濃度減小，據此畫出圖象為：

答：驗I和實驗Ⅲ中NH₃濃度隨時間變化的示意圖為；
（6）溶度積常數越小的物質越先沉淀，氫氧化鐵的溶度積小于氫氧化鎂的溶度積，所以氫氧化鐵先沉淀，鐵離子和氨水反應生成氫氧化鐵沉淀和銨根離子，離子方程式為Fe³⁺+3NH₃?H₂O?Fe（OH）₃↓+3NH₄⁺；
故答案為：Fe（OH）₃，Fe³⁺+3NH₃?H₂O=Fe（OH）₃↓+3NH₄⁺；

點評：本題考查了了熱化學方程式和蓋斯定律計算應用，圖象分析、平衡影響因素理解應用、平衡常數計算、沉淀溶解平衡中溶度積的分析，主要是平衡移動原理的理解分析，圖象分析方法是解題關鍵，題目難度中等．